COLEGIO VIRGEN DE ATOCHA P.P. DOMINICOS

MADRID

AV. CIUDAD DE BARCELONA, 1 28007 MADRID

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Programación Didáctica

LABORATORIO QUÍMICA 2º BACHILLERATO

Curso 2007-2008

María Trillo. Seminario de Ciencias

NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO No toques sustancias químicas con las manos.

Utiliza una espátula.

Si utilizas una pipeta, no succiones con la boca.

Puedes ingerir algún producto tóxico.

No mezcles nunca nada cerca del rostro. Lávate bien las manos una vez finalizada la experiencia.

Si se produce una reacción química, puede salpicarte.

Si alguna sustancia salpica la piel, avisa inmediatamente al profesor o profesora.

En una situación así es importantísimo mantener el control.

Los envases de los productos que utilices deben ir etiquetados.

Lee siempre su etiqueta antes de utilizarlos.

Nunca pruebes ni huelas los productos que manipulas.

Tanto si son sólidos, como si están disueltos o se trata de gases.

Si derramas algo sobre la mesa, avisa al profesor o profesora antes de recogerlo.

Ellos te indicarán la forma más conveniente de recogerlo.

Ten mucho cuidado con los líquidos calientes o que están hirviendo.

Si se derraman pueden producir graves quemaduras.

Al calentar una sustancia en un tubo de ensayo, el extremo abierto debe orientarse adecuadamente.

Así, si sale despedido el contenido, evitarás un accidente.

No calientes nunca un tubo de ensayo cerrado.

Puede estallar.

Evita situar cerca del fuego las sustancias que son inflamables.

¡No favorezcas la propagación de un incendio!

Cuidado con los objetos metálicos y con el vidrio.

¡No se distingue si están fríos o calientes!

Pon especial atención a los aparatos y circuitos eléctricos.

• Cuando realices una experiencia con electricidad, no debes conectar el circuito hasta que el profesor o profesora lo avise.

• Fíjate bien en las conexiones y en los cables eléctricos, sobre todo si están pelados.

• No realices experiencias eléctricas si tienes las manos mojadas. Conviene que utilices zapatos o zapatillas con la suela de goma.

No viertas los desechos de golpe al desagüe.

Si se pueden eliminar así, deja correr el agua y viértelos poco a poco. Echa el papel de filtro y los restos sólidos a la basura.

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ICONOS DE PRODUCTOS QUÍMICOS

E

O

Explosivo Explosive Explosible

Comburente Oxidising Comburant

C Corrosivo Corrosive Corrosif

N Contaminante marino Marine pollutant

F F+

Inflamable Extremadamente Flammable Inflamable Inflamable

Xn Xi

Nocivo Irritante Harmful Irritant Nocif Irritant

T T+

Muy tóxico

Tóxico Toxic Very toxic Toxique Très toxique

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NORMAS PARA DESARROLLAR EL TRABAJO DE LABORATORIO

1- El Laboratorio es un lugar de trabajo serio. Mantén siempre el orden: sobre la mesa debes tener sólo los materiales que se han de utilizar en la práctica, el guión de la misma donde deberás anotar los datos que precises.

2- Lee despacio y atentamente el guión de la práctica. No comiences a trabajar sin

haberlo leído totalmente. Una vez leído, asegúrate que has comprendido lo que tienes que hacer en la práctica.

3- Atiende a las explicaciones del profesor/a y pide las aclaraciones que precises.

Cualquier duda relacionada con la seguridad, consúltala siempre con él/la. No confíes en el criterio de tus compañeros o compañeras.

4- Cuando necesites un reactivo:

- No devuelvas al frasco nada del reactivo sacado; saca sólo la cantidad necesaria. - Después de utilizarlo, coloca el frasco inmediatamente en su sitio.

5- Los mecheros bunsen que no se estén usando, han de estar apagados. ¡Cuidado no se percibe bien la llama!

6- Hay que usar las balanzas con delicadeza. No debes dejarla nunca en posición

de medida y no coloques sobre su superficie productos corrosivos o calientes.

7- Al terminar la sesión de Laboratorio, deja la mesa limpia, los aparatos y materiales de vidrio limpios y la llave de gas cortada.

NORMAS PARA DESARROLLAR LA PRÁCTICA EN EL CUADERNO

Cuando el trabajo práctico haya concluido debe quedar reseñado todo el proceso seguido en el cuaderno de prácticas. Para lo cual: 1º Explica qué es lo que pretendes determinar en la práctica.

2º Realiza los cálculos necesarios para preparar las disoluciones utilizadas a partir de las comerciales. Anota los datos que aparecen en la etiqueta en tu cuaderno de prácticas. 3º Resuelve las cuestiones planteadas. No importa tanto que la práctica haya quedado “correcta” como que seas capaz de interpretar los resultados, aunque estos sean erróneos. 4º Realiza una valoración personal argumentada de la práctica realizada: análisis crítico, tanto positivo (conocimientos obtenidos, relaciones establecidas, deducciones…) como negativo (fallos, dificultades…). 5º Bibliografía. Deberás incluir este epígrafe en el caso de usar para la práctica material bibliográfico complementario.

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LABORATORIO DE QUÍMICA- 2º DE BACHILLERATO PRÁCTICA 1: PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES OBJETIVO

1. Adquirir soltura en el manejo de los instrumentos propios para medir volúmenes de líquidos: probeta, pipeta y bureta.

2. Adquirir soltura en el manejo de la balanza. 3. Estudiar las formas mas frecuentes de preparar una disolución.

FUNDAMENTO Una disolución es una mezcla homogénea formada por el disolvente y uno o más solutos. El disolvente más utilizado en Química es el agua. La concentración es una medida de la cantidad de soluto que hay en una determinada masa o volumen de disolvente o de disolución. La concentración se puede expresar en: molaridad, normalidad, molalidad, tanto por ciento en masa o en volumen.

MATERIAL Y PRODUCTOS 1 matraz aforado de 250 ml 1 pipeta de 10 ml 1 espátula 1 vaso de precipitados de 250 ml 1 pie, nuez y pinza 1 bureta de 25 ml

1 balanza Hidróxido de sodio 1 frasco lavador ácido clorhídrico 1 vaso de precipitados de 500 ml 1 vidrio de reloj

PROCEDIMIENTO

A) Preparación de 250 ml de NaOH 0,5 M 1. Realiza los cálculos para determinar los gramos de NaOH necesarios para preparar los 250 ml de NaOH 0,5 M. Es preciso que localices el producto químico en el laboratorio y que anotes las características que figuran en la etiqueta. 2. Pesa con la balanza sobre vidrio de reloj, que habrás pesado antes para descontar su peso al total, los gramos que has calculado. Hay que hacer la pesada del NaOH lo más rápido posible ya que es delicuescente, por lo que absorbe agua de la atmósfera una vez sacado del frasco y reacciona además con el CO2 del ambiente. 3. Pasa las lentejas de hidróxido de sodio al vaso de precipitados de 250 ml, para ello inclina el vidrio de reloj sobre el vaso y arrástralas con la ayuda del frasco lavador. En la disolución de las lentejas se desprende calor, es un proceso exotérmico, por lo que hay que esperar unos cinco minutos para pasarla al matraz aforado. 3. Llena con agua hasta la mitad el matraz aforado. Vierte en él la base (hidróxido de sodio), disuelve y agita bien.

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4. Completa con más agua y, finalmente, enrasa con cuidado. Puedes utilizar la pipeta para que el enrase sea lo más perfecto posible. Vuelve a agitar. 5. Guarda esta disolución en el vaso de precipitados de 500 ml para utilizarlo en el paso siguiente. 6. Enjuaga el matraz aforado con agua para poderlo utilizar en la preparación siguiente. B) Preparación de 250 ml de HCl 0,5 M

1. Calcula los mililitros de HCl comercial que precisas para preparar 250 ml de

HCl 0,5 M. Localiza el producto y anota las características que figuran en la etiqueta.

2. Llena con agua hasta la mitad el matraz aforado.

3. Con ayuda de la bureta (la enjuagas antes con un poco de HCl comercial y lo

viertes en el vaso de precipitados que contiene la disolución de NaOH preparada anteriormente, la llenas con el HCl comercial, la cebas la parte inferior de la bureta, abriendo un corto tiempo la llave, y la enrasas exactamente en la división cero) viertes en el matraz aforado los mililitros que precises de HCl comercial y agitas.

4. Completa con agua, enrasa y vuelve a agitar.

ELIMINACIÓN DE LOS RESIDUOS Como has observado en el etiquetado de los productos ambos son tóxicos y corrosivos, mediante la reacción entre ambos podemos obtener dos sustancias inocuas, ya que tiene lugar una reacción de neutralización, que podemos echar por el desagüe. CÁLCULOS

1. Registro de los datos del frasco de hidróxido de sodio (lentejas): 2. Cuántos gramos son necesarios para preparar la disolución de NaOH. Explica el proceso teórico seguido y escribe las operaciones realizadas.

3. Registro de los datos de la botella de ácido clorhídrico comercial:

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4. Cuántos mililitros de HCl son necesarios para preparar la disolución 0,5 M. Explica el fundamento teórico aplicado y escribe las operaciones matemáticas realizadas.

CUESTIONES

1. Escribe dos reacciones en las que intervenga el HCl como reactivo.

2. Explica dos aplicaciones del hidróxido de sodio.

Bibliografía utilizada en las dos preguntas anteriores:

3. Justifica, realizando los cálculos oportunos, si tendrá lugar una neutralización completa entre las dos disoluciones que has preparado. Escribe la reacción que tiene lugar entre ellas.

4. Escribe la reacción que tiene lugar entre el hidróxido de sodio y el dióxido de

carbono del ambiente.

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LABORATORIO DE QUÍMICA-2º DE BACHILLERATO PRÁCTICA 2: REACCIONES QUÍMICAS: OBTENCIÓN DE HIDRÓGENO OBJETIVO - Estudiar diversos aspectos de las reacciones químicas. - Estudia algunas propiedades del hidrógeno: combustión, carácter reductor y densidad. FUNDAMENTO Se trata de ver como en una reacción química las sustancias de partida se transforman en otras nuevas, al ser capaces de reorganizarse los átomos de otra manera distinta de la inicial. MATERIAL Y PRODUCTOS - Matraz erlenmeyer - Tubo recto largo - Gradilla con tubos de ensayo - Granalla de cinc - Varilla de vidrio - Ácido sulfúrico - Vaso de precipitados - Disolución de sulfato de cobre - Probeta - Óxido de cobre (II) - Tubo de goma - Jabón - Tapón bihoradado - Glicerina - Tubo acodado PROCEDIMIENTO Se pone en un erlenmeyer con tapón bihoradado (para un tubo de seguridad y otro de desprendimiento), 5-10 g. de cinc, se añade 2 cm3 de disolución de sulfato de cobre (II) (catalizador) y se tapa. Se destapa el erlenmeyer y se vierten 150 cm3 de ácido sulfúrico 1M, de modo que el extremo del tubo de seguridad quede parcialmente sumergido. Por el tubo de desprendimiento circula un gas, el hidrógeno. Precaución: El tubo de seguridad llega hasta el fondo del matraz, y por él ascendería ácido y saldría al exterior en el caso que se obstruyera la salida del gas producido, evitándose así que se saltara el tapón o que se rompiera el matraz; el tubo de desprendimiento apenas rebasa por su parte inferior la base del tapón. OBSERVACIÓN DE LAS PROPIEDADES DEL HIDRÓGENO: 1. Combustión: El tubo de desprendimiento es un tubo con un ángulo de 90º, que se

consigue doblando una varilla de aproximadamente 20 cm, uno de los extremos del tubo se introduce en un tubo de ensayo limpio y seco.

Se retira el tubo de ensayo del resto y se le acerca una cerilla. Observa lo que ocurre. Anota la reacción. 2. Densidad: El gas hidrógeno es un gas muy ligero e inflamable. Para comprobar estas propiedades, se pueden obtener pompas de jabón que

ascienden rápidamente en el aire hasta el techo, para lo cual basta con introducir el extremo del tubo de desprendimiento en una disolución jabonosa, añadiéndole a ésta glicerina o azúcar. Acercando una cerilla a estas pompas arden sin peligro.

3. Carácter reductor: En esta parte, se sustituye el tubo de desprendimiento, por un tubo

recto y largo, en el que se introduce un poco de CuO, se hace pasar una corriente de

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hidrógeno, y cuando todo el aire haya sido desalojado se calienta la varilla mientras pasa el hidrógeno, por el extremo libre se desprende un chorro de vapor de agua, y en el tubo queda el cobre reducido de color rojo. Anota la reacción.

ELIMINACIÓN DE LOS RESIDUOS En el matraz erlenmeyer se separa por decantación el líquido, que se deposita en el contenedor para líquidos, y los restos de granalla que no se han consumido se depositan en el contenedor para sólidos. La varilla de vidrio que contiene cobre metal y restos de óxido de cobre (II) se deposita también en el contenedor para sólidos. CUESTIONES 1. Al acercar la cerilla al tubo de ensayo lleno de hidrógeno, ¿qué ocurre? Formula la reacción que ha tenido lugar. 2. Define catalizador. ¿Puede provocar la reacción? 3. Formula la reacción obtención del gas hidrógeno. 4. ¿Por qué ascienden tan rápidamente las pompas de jabón? 5. Formula la reacción de hidrógeno con el óxido de cobre (II). 6. Consulta en la bibliografía por qué decimos que el H2 es un reductor y el CuO es un oxidante. 7. Dibuja el montaje realizado para esta experiencia y nombra los materiales que en él aparecen.

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LABORATORIO DE QUÍMICA- 2º DE BACHILLERATO PRÁCTICA 3: VELOCIDAD DE REACCIÓN OBJETIVO 1. Estudiar la influencia de la concentración en la velocidad de una reacción. 2. Observar la influencia de la temperatura en la velocidad de una reacción. FUNDAMENTO La velocidad de una reacción aumenta con la concentración de los reactivos y con la temperatura. Vamos a comprobar estos efectos sobre la reacción redox entre los iones yodato y los iones hidrogenosulfito en disolución acuosa, esto es: IO3

- + 3 HSO3- 3 SO4

- + 3 H+ + I-

Para conocer el final de la reacción, se pone un exceso de yodato y se añade un poco de almidón. Entonces, cuando se agotan los iones hidrogenosulfito, tiene lugar la reacción: 5 I- + IO3

- + 6 H+ 3 H2 O + 3 I2

y el yodo liberado produce inmediatamente con el almidón un intenso color azul, que indicará el final de la reacción principal. MATERIAL Y PRODUCTOS 1 gradilla 1 termómetro 1 aro soporte 12 tubos de ensayo 1 cronómetro 1 pie, nuez 1 frasco lavador con a. destilada Disolución almidón 1 vaso de precipitados de 250 ml Yodato de potasio

0,05 M Hidrogenosulfito de sodio 0,05 M

PROCEDIMIENTO Experiencia A: Variación de la velocidad con la concentración. Se preparan los siguientes pares de tubos de ensayo: Par 1: Un tubo con 10 ml de yodato y otro tubo con 5 ml de hidrogenosulfito y 5 gotas de almidón. Par 2: Un tubo con 9 ml de yodato y 1 ml de agua destilada y otro tubo con 5 ml de hidrogenosulfito y 5 gotas de almidón. Par 3: Un tubo con 8 ml de yodato y 2 ml de agua destilada y otro tubo con 5 ml de hidrogenosulfito y 5 gotas de almidón. Par 4: Un tubo con 7 ml de yodato y 3 ml de agua destilada y otro tubo con 5 ml de hidrogenosulfito y 5 gotas de almidón.

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Una vez preparados los pares de tubos, se colocan ordenados según su concentración decreciente en la gradilla, se prepara el cronómetro para medir los diferentes tiempos de reacción y se procede de la siguiente manera: Se vierte rápidamente la solución con hidrogenosulfito en el tubo de ensayo de la disolución de yodato. Se agita invirtiendo el tubo tres veces y se espera que aparezca el color azul. Mediante un cronómetro se mide el tiempo desde el instante de la mezcla de las disoluciones hasta la aparición del color azul. Observa atentamente la solución en el tubo de ensayo y anota el tiempo al primer síntoma de reacción. Se repite la misma operación para los pares de tubos 2, 3, 4 y se anota en cada caso el tiempo. Se repite dos veces más la misma experiencia y se toman los valores medios para el tiempo. Medidos los tiempos en cada caso, se construyen las gráficas, representando: gráfica1: concentración de yodato en ordenadas y tiempo en abscisas; gráfica 2: concentración de yodato en ordenadas e inversa del tiempo en abscisas. Experiencia B: Variación de la velocidad con la temperatura. Se preparan los siguientes pares de tubos de ensayo: Par 1: Un tubo con 10 ml de yodato y otro con 5 ml de hidrogenosulfito y cinco gotas de almidón a temperatura ambiente. Par 2: Un tubo con 10 ml de yodato y otro tubo con 5 ml de hidrogenosulfito y cinco gotas de almidón, ambos tubos se encuentran a 40 ºC. Para conseguir esta temperatura, antes de mezclarlos, se introducen durante unos 10 minutos en un vaso de precipitados con agua, que ha sido calentada hasta los 40 ºC. Se vierte rápidamente el hidrogenosulfito sobre el yodato hasta que aparece el color azul. Los dos tiempos de reacción se miden igual que en la experiencia A. ELIMINACIÓN DE LOS RESIDUOS Los productos de la reacción no pueden ser eliminados por el desagüe, ya que contienen yodo que es un contaminante. CÁLCULOS Datos para realizar las gráficas: Experiencia A:

Sistema [IO3-] (M) t1(s) t2(s) t3(s) t4(s) t(s) 1/t

Cálculo de la concentración de la disolución de yodato en cada uno de los tubos de ensayo (suponemos que los volúmenes son aditivos):

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Par 1: Par 2: Par 3: Par 4:

Experiencia B: Registro de los datos de temperatura y tiempo: Sistema Temperatura (ºC) Tiempo(s) CUESTIONES

1. Realiza las gráficas descritas en el apartado fundamento: 2. A la vista de las concentraciones de yodato y de los tiempos de reacción interpreta

los resultados. 3. Qué otros factores influyen en la velocidad de reacción. 4. A la vista de las temperaturas y de los tiempos de reacción correspondientes

interpreta los resultados.

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LABORATORIO DE QUÍMICA- 2º DE BACHILLERATO PRÁCTICA 4: VALORACIONES ÁCIDO-BASE OBJETIVO 1. Estudiar un método de análisis químico cuantitativo. 2. Determinar la riqueza en ácido acético de un vinagre comercial. FUNDAMENTO Una valoración ácido-base es una técnica de análisis que permite determinar la concentración de una disolución a partir de su reacción ácido-base con otra disolución de concentración conocida. Las valoraciones ácido-base tienen su fundamento en el cambio brusco que experimenta la concentración de iones H3O+ cuando la reacción de neutralización se ha completado. Para poner de manifiesto este punto, punto de equivalencia, se utiliza un indicador, que se caracteriza por presentar distinto color según el pH del medio en que se encuentra. MATERIAL Y PRODUCTO Pipeta de 10 mL. Embudo Carbón activo Bureta de 50 mL. Varilla de vidrio Vinagre comercial Probeta Espátula Disolución 0,1 N de NaOH Erlenmeyer de 250 mL. Papel de filtro Fenloftaleína Vaso de precipitados de 200 mL PROCEDIMIENTO 1. Toma 10 mL de una botella de vinagre comercial y dilúyelo hasta 100 mL. 2. Toma 60 mL del vinagre diluido y añade una espátula de carbón activo. Agita la

mezcla con la varilla. 3. Prepara un filtro de pliegues y filtra la mezcla anterior. Si el vinagre filtrado no se

hubiese decolorado suficientemente, repite la operación utilizando un filtro nuevo. 4. Llena la bureta con el vinagre diluido y decolorado. En un erlenmeyer, pipetea 10

mL de la disolución 0,1 N de NaOH y añade unas gotas de la disolución de fenolftaleína.

5. Deja que el vinagre de la bureta caiga lentamente en el erlenmeyer que contiene la disolución de NaOH, hasta que alcance el punto de equivalencia (hasta que la disolución se vuelva finalmente incolora).

6. Repite la valoración del vinagre diluido. Puesto que ahora ya se sabe qué volumen de vinagre se requiere para alcanzar el punto de equivalencia, se puede dejar caer, al

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principio, el vinagre rápidamente. Al aproximarse al final de la valoración, hay que proceder muy lentamente para asegurarse de no añadir un exceso de ácido (vinagre).

CÁLCULOS Y CUESTIONES 1. Escribe la ecuación química de la reacción que tiene lugar durante la valoración.

2. ¿Cómo es la disolución final en el punto de equivalencia: ácida, básica o neutra? ¿Por qué? 3. Dibuja el montaje realizado y nombra cada uno de los materiales empleados. 4. ¿Por qué se utiliza la fenolftaleína como indicador? Razona si el azul de bromofenol sería un buen indicador para esta valoración. (El azul de bromofenol es amarillo cuando el pH es inferior a 3, y azul cuando el pH es superior a 4,4) 5. ¿Cuál es la molaridad del ácido acético en la muestra de vinagre diluido valorado? 6. ¿Cuál es la molaridad de ácido acético en el vinagre comercial de partida? 7. Determina la riqueza del vinagre comercial en ácido acético en tanto por ciento en masa.

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LABORATORIO DE QUÍMICA- 2º DE BACHILLERATO PRÁCTICA 5: EQUILIBRIO QUÍMICO OBJETIVO

1. Estudiar los factores que influyen en el equilibrio químico. 2. Obtener ácido acetilsalicilico. 3. Ejercitarse en la técnica de filtración a vacío. 4. Comprobar de forma cualitativa la reversibilidad de las reacciones.

Experiencia A: SÍNTESIS DE LA ASPIRINA El procedimiento más sencillo para obtener aspirina consiste en tratar el ácido salicílico (deriva su nombre del árbol salix-alba, del que se extrae) con anhídrido acético en presencia de ácido sulfúrico, que actúa como catalizador. Colocamos en un matraz erlenmeyer, por el siguiente orden: - 5 g de ácido salicílico. - 10 ml de anhídrido acético. - 1-2 ml de ácido sulfúrico concentrado. Al agitar la mezcla suavemente, la temperatura se eleva a 70-80 ºC y todo el ácido salicílico se disuelve. La reacción exotérmica continúa manteniendo la temperatura de la solución por encima de 70 ºC durante varios minutos. A los 15 minutos la mezcla se enfría a 40 ºC y el contenido del matraz será casi una masa sólida de cristales de aspirina. Si no es así, se puede desplazar el equilibrio, hacia la formación de la aspirina, disminuyendo la temperatura. Se añaden 50 ml de agua fría, se agita la suspensión y los cristales se recogen, por filtración al vacío, utilizando un kitasatos y un büchner. Se presiona el producto sobre el filtro, para eliminar la mayor cantidad de agua posible y la muestra de aspirina se extiende sobre papel de filtro para secarla al aire o en estufa. La reacción de obtención de la aspirina es la siguiente:

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El nombre registrado Aspirin® procede, seguramente, de las iniciales A de acetil, S de salicílico y el radical PIRIN (del griego piro: fuego, calor) usado en muchos medicamentos relacionados con la fiebre. MATERIAL Y PRODUCTOS Ácido salicílico Matraz erlenmeyer Anhídrido acético Kitasatos y büchner Ácido sulfúrico Hielo y sal Vaso de precipitados de 500 ml RESULTADOS E INTERPRETACIÓN

1. Escribe la reacción completa de la obtención de la aspirina. ¿Cómo se llaman estas reacciones?

2. Explica el papel que juega el ácido sulfúrico.

3. ¿Por qué se desplaza el equilibrio hacia la formación de aspirina si se rebaja la temperatura?

Experiencia B. ESTUDIO DE LA REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN DEL TETRAÓXIDO DE DINITRÓGENO A DIÓXIDO DE NITRÓGENO. En este equilibrio N2O4↔2 NO2, el desplazamiento hacia uno u otro sentido puede ser observado por el cambio de color que experimenta el sistema. El tetraóxido de dinitrógeno, N2O4 , es incoloro. El dióxido de nitrógeno es marrón. La causa del desplazamiento será la temperatura. Un aumento de temperatura favorece la reacción endotérmica. Por el contrario, la reacción exotérmica queda favorecida cuando hay disminución de temperatura en el sistema. (Principio de Le Chatelier) Procedimiento: Se colocan unas virutas de cobre en el fondo de un tubo de ensayo y se cubren con ácido nítrico concentrado, se obtiene el gas NO2 según la reacción: 4 HNO3 + Cu 2 NO2 + Cu(NO3)2 + 2 H2O Se tapa con un tapón provisto de un tubo de desprendimiento para pasar el gas marrón (pardo-rojizo) a un segundo tubo de ensayo, y después a un tercero. Cuando el segundo tubo de ensayo esté lleno de gas, se cierra bien con un tapón de goma y se introduce en un vaso de precipitados que contiene una mezcla de hielo machacado y sal (mezcla frigorífica).

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Se toma el tubo introducido en el hielo y se coloca en otro vaso de precipitados con agua a la temperatura ambiente. Se observa que progresivamente va adquiriendo color, lo que indica que el N2O4 se va transformando en NO2. Llega un momento, que a esa temperatura, el color, sin alcanzar el tono que tiene el tercer tubo, no se intensifica más. Observa y compara los tonos de ambos tubos. Qué puedes deducir de este hecho. Se ha agotado todo el N2O4 del tubo. Cómo se explica que no alcance el color semejante al tercer tubo. Se toma el segundo tubo y se introduce en un vaso de precipitados con agua caliente a 70 ºC y se observa que ha aumentado la concentración de NO2, ¿qué tipo de reacción es la descomposición del N2O4 en NO2? ¿Cuál será el calor de esta reacción, realizada a presión constante? Las entalpías de formación de los compuestos son: +9,7 kJ/mol para el tetraóxido y +33,9 kJ/mol para el dióxido. Observaciones: A la temperatura de 27 ºC y una atmósfera de presión sólo 20 moléculas de N2O4 de cada 100, se transforman en NO2. A 45ºC se transforman el 42% y a 70ºC el 65%. MATERIAL Y PRODUCTOS 3 vasos de precipitados de 250 ml Hielo y sal 4 tubos de ensayo Mechero 3 tapones de goma Aro soporte y nuez Termómetro Virutas de cobre Ácido nítrico RESULTADOS E INTERPRETACIÓN Contesta a las preguntas formuladas en la exposición del procedimiento a seguir para realizar la experiencia.

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LABORATORIO DE QUÍMICA- 2º DE BACHILLERATO PRÁCTICA 6: REACCIONES DE OXIDACIÓN -REDUCCIÓN OBJETIVO 7. Comprobar que no todos los metales son capaces de reaccionar con los iones

hidrógeno que producen los ácidos en disolución, desprendiendo H2. 1. Observar una pila para comprobar que se trata de un proceso redox espontáneo. 2. Realizar la electrólisis de una disolución acuosa de yoduro de potasio, identificando

los productos formados. 3. Observar la electrólisis del agua en el voltámetro de Hoffman. FUNDAMENTO Un proceso de oxidación- reducción transcurre de forma espontánea siempre que el potencial del mismo sea positivo, por lo que sólo los metales que están por encima del hidrógeno en la serie electroquímica desprenden hidrógeno con los ácidos. Si en una reacción redox espontánea, la transferencia de electrones se realiza a través de un circuito externo, obtendremos una corriente eléctrica. Este fenómeno constituye la base de la pila eléctrica. De modo inverso si hacemos pasar una corriente continua a través de un electrólito puede producirse una reacción redox. Este fenómeno se denomina electrólisis. PROCEDIMIENTO Experiencia1: REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO Colocar pequeñas cantidades de Zn, Mg, Fe y Cu, en cuatro tubos de ensayo respectivamente. Agregar un poco de HCl diluido en el tubo de Zn. Obsérvese cómo reacciona desprendiendo H2 (para comprobarlo cerrar el tubo con el dedo hasta sentir la presión del gas; colocar la boca del tubo cerca de una llama y quitar el dedo. Se producirá un estampido al explotar el H2 con formación de agua). Repetir la misma operación con los metales restantes, anotando si reaccionan o no y si lo hacen violenta o lentamente. MATERIAL Y PRODUCTOS Granalla de cinc ácido clorhídrico 1 M Cinta de magnesio 4 tubos de ensayo Virutas o hilo de cobre Gradilla Limaduras de hierro Mechero RESULTADOS E INTERPRETACIÓN Explicar y razonar los hechos observados, tanto si se produce como si no reacción química, con ayuda de los valores de los potenciales de electrodo. Escribir las reacciones correspondientes de los procesos que tienen lugar.

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Experiencia 2: ELECTRÓLISIS DEL YODURO DE POTASIO EN DISOLUCIÓN Sujeta un tubo en forma de U en el soporte por medio de la pinza. Echa en él KI 0,5 M hasta que el líquido llegue a un centímetro de sus bordes. Introduce en el los electrodos de grafito, uno en cada rama del tubo y conéctalos a l fuente de corriente continua de 12 V. Deja pasar la corriente durante diez minutos, observando lo que ocurre en cada uno de los electrodos. Echa unas gotas de fenolftaleína en la rama no coloreada del tubo en forma de U y observa lo que ocurre. MATERIAL Y PRODUCTOS 1 tubo en forma de U 2 cables de conexión 2 electrodos de grafito 1 pie (soporte), nuez y pinza 2 pinzas de cocodrilo Disolución de KI 0,5 M 1 fuente de alimentación de 12 V RESULTADOS E INTERPRETACIÓN 1. Escribir las semirreacciones producidas en cada electrodo y las reacciones globales,

la iónica y la molecular. 2. Explicar todos los hechos observados. Tener en cuenta que el I2, formado en el

ánodo, reacciona con los iones I- de la disolución, formando el ion complejo I3- ,

causante del color marrón. Experiencia 3: OBSERVACIÓN DE LA ELECTRÓLISIS DEL AGUA Se trata de realizar la electrólisis del agua utilizando el voltámetro de Hoffmann que contiene electrodos de platino y nos permite medir los volúmenes ocupados por los gases formados. MATERIAL Y PRODUCTOS

1 voltámetro de Hoffmann 2 cables de conexión 2 electrodos de platino Ácido sulfúrico concentrado 1 fuente de alimentación de 12 V Agua destilada

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RESULTADOS E INTERPRETACIÓN 1. Escribe las reacciones que se producen en los electrodos y la reacción global. 2. Explica la relación que se establece entre los volúmenes de los gases desprendidos.

Experiencia 4: OBSERVACIÓN DE LA PILA DANIELL Se preparan 250 ml de dos disoluciones, la primera 1 M de sulfato de cobre (II) y la segunda 1 M de sulfato de cinc. Se llenan dos vasos de precipitados 250 ml hasta las dos terceras partes con las disoluciones anteriores. Se introduce una lámina de cinc en la disolución de sulfato de cinc y una lámina de cobre en la disolución de sulfato de cobre. Se conectan cada una de estas láminas a un miliamperímetro. Se observa si se registra paso de corriente eléctrica. Se prepara el puente salino, llenando un tubo de vidrio en forma de U con una disolución saturada de KCl o NaCl. Se tapan los extremos con algodón y se introduce cada uno de ellos en un vaso de precipitados, de forma que se cierre el circuito. De nuevo, observaremos si se registra paso de corriente. MATERIAL Y PRODUCTOS

1 miliamperímetro Disolución 1 M de ZnSO4 · 7H2O 2 vasos de precipitados de 250 ml. Disolución 1 M de CuSO4 · 5H2O 1 tubo en U Disolución saturada de NaCl 2 cables de conexión

RESULTADOS E INTERPRETACIÓN 1. Escribe las reacciones que se producen en los electrodos y la reacción global. 2. Explica cada uno de los elementos de la pila de Daniell y justifica el papel que

juegan en el proceso.

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LABORATORIO DE QUÍMICA- 2º DE BACHILLERATO PRÁCTICA 7: REACCIONES DE PRECIPITACIÓN OBJETIVO 1. Observar la formación de diferentes precipitados. 2. Determinar cuantitativamente la concentración de cloruros en el agua. FUNDAMENTO Las reacciones de precipitación son uno de los tipos de reacciones que se producen en disolución acuosa. Son reacciones iónicas, es decir, se verifican entre iones. Cuando existe un compuesto iónico de solubilidad muy pequeña, al poner en contacto los iones correspondientes, procedentes de dos compuestos solubles, queda rebasada la solubilidad, y el compuesto poco soluble se separa de la disolución hasta que en ella queda únicamente la cantidad que corresponde a la solubilidad. A la aparición de un compuesto insoluble, en una disolución, se le llama precipitación y precipitado al compuesto insoluble aparecido. Estas reacciones se utilizan muchas veces en análisis químico para reconocer la presencia de determinados cationes o aniones en una disolución, ya que los precipitados con frecuencia tienen colores y aspectos característicos. MATERIAL Y PRODUCTOS

Embudo pequeño Disolución 2 N de tricloruro de hierro Gradilla con 10 tubos de ensayo Disolución 0.2 N de cromato de potasio Mechero Bunsen Disolución de hidróxido sódico al 10% Pinzas de madera Disolución 0.2 N de nitrato de plata Disolución de sulfato de cobre (II) al

10% Disolución normal 0.2 N de nitrato de

plomo (II) PROCEDIMIENTO Experiencia 1: FORMACIÓN DE PRECIPITADOS: Se toman dos tubos de ensayo y se introducen 5 cc. de disolución de AgNO3 en uno de ellos y 5 cc. de disolución de Pb(NO3)2 en el otro. Se agrega después a ambos, gota a gota, disolución de K2CrO4. ¿Qué sucede? Escribir las reacciones en forma iónica. ¿Qué sustancias son las que forman los precipitados coloreados aparecidos?

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Experiencia 2: OBTENCIÓN DE HIDRÓXIDOS INSOLUBLES: Se toman tres tubos de ensayo limpios. Se introducen 5 cc. de disolución de CuSO4 en uno de ellos, 5 cc. de disolución de FeCl3 en otro y 5 cc. de Al(NO3)3 en el tercero. Se agrega a cada uno de ellos, gota a gota, disolución de NaOH diluido. Obsérvense los fenómenos que ocurren y escríbanse las reacciones. Caliéntese, a ebullición, la disolución que contiene el precipitado de Cu(OH)2. ¿Qué ocurre? Escribir la reacción. Basándose en este hecho, ¿qué carácter tiene el hidróxido de aluminio?

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LABORATORIO DE QUÍMICA- 2º DE BACHILLERATO PRÁCTICA 8: OXIDACIÓN DEL ETANOL OBJETIVOS Estudiar la oxidación de los alcoholes a aldehídos y posteriormente a ácidos, mediante la utilización de un oxidante. FUNDAMENTO Los alcoholes se caracterizan por poseer en su molécula al menos un grupo hidroxilo. Los cuatro primeros alcoholes de la serie (metanol, etanol, propanol y butanol) son líquidos incoloros, solubles en agua, que arden fácilmente proporcionando dióxido de carbono y agua en la combustión. Frente a reactivos oxidantes, se comportan de formas distintas según sean alcoholes primarios, secundarios o terciarios. Estos últimos no suelen oxidarse, los primarios pueden oxidarse a aldehídos y estos a ácidos. Los secundarios, en las mismas condiciones, se oxidan a cetonas. MATERIAL Y PRODUCTOS Tubos de ensayo Gradilla de soporte Etanol en frasco cuentagotas Disolución acidulada de dicromato potásico en frasco cuentagotas

Papel de tornasol azul Pinzas de madera Vidrio de reloj Mechero Bunsen

PROCEDIMIENTO

1. Para preparar una disolución acidulada de dicromato potásico, el profesor disolverá 2 g de dicha sal en 10 mL de agua y luego añadirá, con mucha precaución, 1 mL de ácido sulfúrico concentrado; una vez removida la mezcla, tendremos la disolución que necesitamos.

2. Pon unas 10 gotas de la disolución acidulada de dicromato en un tubo de ensayo

y añade unas gotas de etanol. Si el tubo se mantiene frío, por ejemplo, bajo el chorro de agua de un grifo, es posible apreciar el olor que se produce. Comprueba la acidulación de la disolución con papel de tornasol.

3. Retira el tubo del frío y caliéntalo suavemente. Huele con precaución los

productos. Comprueba la acidez de la disolución con el papel de tornasol.

4. Compara la acidez de la disolución antes y después del calentamiento. CUESTIONES

1. Con las anotaciones que hayas ido efectuando en los ensayos realizados, completa la siguiente tabla de observaciones:

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A partir de: Observaciones

Ensayo 1: Obtención de etanal

Ensayo 2: Obtención de ácido etanoico

2. Al mezclar el etanol con la disolución acidulada de dicromato, ¿qué olor se

desprende cuando la reacción se hace en frío? ¿Y cuando la reacción se realiza con calor? En ambos casos, ¿cuáles son las causas de ese olor?

3. ¿Qué carácter ácido-base posee la disolución final? ¿Por qué?

4. Nombra y formula, según las normas de la IUPAC, las reacciones químicas que

se han producido en cada uno de los ensayos.

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