Grado en Química. 1 er Curso QUIMICA GENERAL II. Guiones de Prácticas

(1)

Grado en Química

1

er

_Curso

QUIMICA GENERAL II

(2)

QUIMICA GENERAL II

Grado en Química

1

er

Curso

PRÁCTICA 1: TÉCNICAS BÁSICAS EN EL LABORATORIO

OBJETIVOS:

Aprender a elaborar un cuaderno de laboratorio en el que se recoja de forma adecuada la información generada durante el trabajo en el laboratorio.

Entender la necesidad de conocer la incertidumbre en las medidas científicas y aprender a expresar de forma correcta el resultado de un experimento.

Conocer e identificar el material volumétrico más habitual en un laboratorio de química y familiarizarse con su utilización para la medida de volúmenes.

CONCEPTOS: Densidad. Incertidumbre en las medidas científicas. Cifras significativas. Estos conceptos corresponden al Tema 1 del manual de referencia.

MATERIAL: Probeta de 25 mL

Pipeta graduada de 10 mL Pipeta aforada de 10 mL Pera de goma

Pipeta automática de 5 mL (volumen variable) Puntas de plástico para pipeta automática de 5mL 2 vasos de precipitados de plástico de 50 mL Frasco lavador

Termómetro digital Balanza

NOTAS DE SEGURIDAD:

No pipetear nunca con la boca. Se debe utilizar siempre la pera de goma para aspirar el líquido.

(3)

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

En este experimento se miden volúmenes de agua utilizando material de vidrio de diferente precisión. Antes de iniciar las medidas, se llena un vaso de precipitados con agua desionizada y se mide su temperatura utilizando un termómetro digital. El valor medido debe ser anotado en el cuaderno con el número correcto de cifras significativas. A continuación, se debe consultar una tabla de densidades del agua a distintas temperaturas y apuntar el valor que corresponde a la temperatura de trabajo (ver tabla 1).

(A) Medida de volumen con una probeta. Se pesa un vaso de precipitados de 50 mL seco y se apunta su masa. Se miden 10 mL de agua desionizada utilizando una probeta de 25 mL y se anota el volumen medido con el número correcto de cifras significativas. Se vacía el agua de la probeta en el vaso pre-pesado y se pesa de nuevo anotando la masa. La medida se repite dos veces más (vaciando y secando el vaso y midiendo un nuevo volumen de agua con la probeta). Utilizando el valor de la densidad del agua a la temperatura de trabajo, se puede calcular el volumen de agua transferido al vaso de precipitados en cada una de las experiencias.

(B) Medida de volumen con una pipeta aforada o una pipeta graduada. Se miden 10 mL de agua desionizada utilizando la pipeta indicada por el profesor y se transfieren a un vaso de precipitados pre-pesado (es necesario anotar en el cuaderno el volumen medido con el número correcto de cifras significativas). A continuación, se pesa el vaso con agua y se apunta su masa. La medida debe repetirse dos veces más. Una vez determinada la masa de agua que contiene el vaso de precipitados, se calcula su volumen utilizando el valor de la densidad del agua a la temperatura de trabajo.

(C) Medida de volumen con una pipeta automática. Se miden 5 mL de agua desionizada utilizando la pipeta automática y se transfieren a un vaso de precipitados pre-pesado. Se anota en el cuaderno el volumen medido con el número correcto de cifras significativas. A continuación, se pesa el vaso con agua y se apunta su masa. La medida debe repetirse dos veces más. Por último, se determina el volumen de agua pipeteado utilizando el valor de la densidad del agua a la temperatura de trabajo.

(4)

Para cada uno de los experimentos, se calcula: (i) el valor medio de los volúmenes medidos, (ii) el rango de volúmenes (diferencia entre el valor más grande y el valor más pequeño) y (iii) el error absoluto (diferencia en valor absoluto entre el volumen medio y el volumen teórico). El análisis de los resultados obtenidos permitirá comparar la precisión y exactitud de las dos piezas de material volumétrico.

TABLA 1: Densidad del agua a P = 1atm y diferentes temperaturas (Handbook of Chemistry and Physics, 64th edition, CRC press, Boca Raton, FL, 1983-1984).

T /oC d_H2O /g mL-1 T /oC d_H2O /g mL-1 15 0.999103 22 0.997774 16 0.998946 23 0.997542 17 0.998778 24 0.997300 18 0.998599 25 0.997048 19 0.998408 26 0.996787 20 0.998207 27 0.996516 21 0.997996 28 0 996237 MANUAL DE REFERENCIA:

R. H. Petrucci, F. G. Herring, J. D. Madura, C. Bissonnette, Química General, 10ª ed.; Pearson Educación, 2011.

(5)

QUIMICA GENERAL II

Grado en Química

PRÁCTICA 1: TÉCNICAS BÁSICAS EN EL LABORATORIO

Alumno: Grupo: Fecha:

Datos experimentales y cálculos:

Temperatura del H2O: Densidad del H2O:

(A) Medida de volumen con una probeta de 25 mL.

Volumen medido /mL:

Experimento Masa H2O /g Volumen H2O /mL

1 2 3

Volumen medio /mL:

(B) Medida de volumen con una pipeta aforada o una pipeta graduada de 10 mL. Volumen medido /mL:

1 2 3

Volumen medio /mL:

(C) Medida de volumen con una pipeta automática de 5 mL.

Volumen medido /mL:

1 2 3 Volumen medio /mL: Resultados: Precisión Exactitud Probeta 25 mL Pipeta aforada/graduada 10 mL Pipeta automática 5 mL Conclusiones:

(6)

QUIMICA GENERAL II

Grado en Química

1

er

Curso

PRÁCTICA 2: DENSIDAD: DETERMINACIÓN DEL CONTENIDO EN AZÚCAR DE REFRESCOS COMERCIALES

OBJETIVO: Determinación del porcentaje en masa de azúcar en diversos refrescos comerciales por medidas de densidad.

CONCEPTOS: Densidad. Disolución. Concentración de una disolución. Estos conceptos están incluidos en los Temas 1 y 6 de la asignatura (Temas 1 y 13 del manual de referencia).

MATERIAL: Probeta de 25 mL

Pipeta automática de 5 mL

Puntas de plástico para pipeta automática de 5mL 2 vasos de precipitados de plástico de 50 mL 4 matraces Erlenmeyer de 100 mL Frasco lavador Balanza Azúcar (sacarosa, C12H22O11) Refrescos comerciales NOTAS DE SEGURIDAD:

En esta práctica se utilizan productos no peligrosos destinados al consumo humano. A pesar de ello, se encuentran en un laboratorio y no deben ser probados ni ingeridos en ningún momento.

La mayor parte de los refrescos comerciales son disoluciones acuosas azucaradas con sacarosa (el soluto en mayor concentración). Dado que los otros solutos presentes (sales,

(7)

colorantes, conservantes, cafeína, etc.) están en muy pequeña proporción, la densidad de un refresco depende fundamentalmente de su contenido en sacarosa.

La primera parte de este experimento consiste en determinar la densidad del agua y de cuatro disoluciones acuosas estándar de azúcar, preparadas por pesada, y construir la representación de la densidad de la disolución frente al porcentaje en masa de azúcar, llamada gráfica de calibrado. En una segunda parte, se mide la densidad de varios refrescos comerciales y a partir de la densidad se determina el porcentaje en masa de azúcar de cada refresco utilizando la gráfica de calibrado.

a) Medida de la densidad de disoluciones acuosas estándar de azúcar. Calcula la masa aproximada de azúcar que necesitas pesar para preparar cada una de las cuatro disoluciones estándar teniendo en cuenta que han de tener entre 0-20 % en masa de azúcar y que la cantidad de agua a añadir para prepararlas es 25 g. A continuación etiqueta cada matraz Erlenmeyer y comprueba que esté limpio y seco, pésalo vacío con su tapón y anota la masa de cada uno. Añade en el primer matraz la cantidad de azúcar previamente calculada para esa disolución y anota la masa total del matraz con azúcar. A continuación mide 25 mL de agua con la probeta, añade esa cantidad en el matraz y pésalo de nuevo anotando la masa total. Repite el procedimiento para el resto de las disoluciones. Agita con cuidado cada matraz hasta que el azúcar se haya disuelto por completo y se obtenga una disolución homogénea.

Tara en la balanza un vaso de precipitados limpio y seco, añade al vaso 5,00 mL de la primera disolución medidos con la pipeta automática y anota su masa. Repite el procedimiento para las otras tres disoluciones y el agua pura.

Calcula las densidades del agua y las disoluciones y su porcentaje en masa de azúcar, recoge estos datos en una tabla y represéntalos gráficamente.

b) Determinación del contenido de azúcar de refrescos comerciales. Determina la densidad de los refrescos que te indique el profesor por el mismo procedimiento utilizado para las disoluciones estándar. Con ayuda de la gráfica de calibrado calcula el porcentaje en masa de azúcar de cada una de ellas. Compara el resultado con el que figura en la etiqueta del refresco.

MANUAL DE REFERENCIA:

(8)

QUIMICA GENERAL II

Grado en Química

PRÁCTICA 2: DENSIDAD: DETERMINACIÓN DEL CONTENIDO EN AZÚCAR DE REFRESCOS COMERCIALES

(A) Medida de la densidad de disoluciones acuosas estándar de azúcar.

Disolución Masa azúcar /g Masa H2O /g % en masa

1 2 3 4

Densidad de las disoluciones:

% en masa Volumen /mL Masa /g Densidad /g mL-1

Ecuación:

(B) Determinación del contenido de azúcar de refrescos comerciales.

Refresco Volumen /mL Masa /g Densidad /g mL-1_{% en masa}

Resultados y conclusiones:

Refresco % en masa

(etiqueta) (experimental) % en masa

(9)

QUIMICA GENERAL II

Grado en Química

1

er

Curso

PRÁCTICA 3: RELACIÓN VOLUMEN−TEMPERATURA DE UN GAS

OBJETIVO: Determinación de la relación entre el volumen y la temperatura de un gas a presión constante.

CONCEPTOS: Leyes elementales de los gases. Ecuación de los gases ideales. Gases reales. Estos conceptos corresponden al Tema 3 de los contenidos de la asignatura (Tema 6 del manual de referencia). MATERIAL: Termómetro de gas Tubo de ensayo Agitador Soporte y pinzas Termómetro digital Hervidor de agua NOTAS DE SEGURIDAD:

El termómetro de gas contiene mercurio. Debe manejarse con cuidado para evitar la rotura del vidrio.

Es necesario poner especial atención al utilizar el agua hirviendo para evitar quemaduras. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

En este experimento se mide a distintas temperaturas la longitud que ocupa una masa fija de un gas (aire) encerrado en un tubo capilar. El gas del interior del capilar se aísla del exterior por una gota de mercurio. La presión del aire atrapado permanece constante durante el experimento, ya que el extremo del capilar está abierto a la atmósfera. El tubo capilar tiene un diámetro interno constante (2,7 mm) y su longitud está calibrada en centímetros. Midiendo por tanto la longitud ocupada por el gas en el tubo (a través de la posición de la parte inferior de la gota de mercurio) podrá determinarse el volumen de gas encerrado. Este dispositivo se

(10)

denomina con frecuencia un termómetro de gas, ya que puede utilizarse para hacer medidas de temperatura.

Para poder controlar y medir la temperatura del gas en un amplio intervalo, el tubo capilar con el gas encerrado se introduce en un tubo de ensayo lleno de agua que irá variando su temperatura, medida con un termómetro introducido en el agua. En primer lugar se llena el tubo de ensayo con agua recién hervida, y a continuación se introduce el tubo capilar con el gas encerrado, esperando unos minutos a que se estabilice la temperatura del sistema. El conjunto se deja enfriar, tomando medidas de longitud de la columna de gas a varias temperaturas a medida que ésta desciende hasta valores próximos a temperatura ambiente. En todo momento debe asegurarse la homogeneidad de la temperatura del sistema agitando el agua a menudo.

Los resultados de longitud de la columna de gas y temperatura deben recogerse en una tabla y representarse gráficamente. De esos resultados podrá calcularse una relación empírica entre la longitud de la columna de aire y la temperatura y se podrá comprobar si el gas se comporta como ideal en las condiciones de trabajo.

El volumen de aire encerrado en el tubo (𝑉) está relacionado con la longitud de la columna (𝑙) por la expresión 𝑉 = 𝑙𝑆, en donde 𝑆 representa la sección interna (constante) del capilar. Si el gas es ideal su comportamiento verifica la ecuación de los gases ideales, 𝑃 𝑉 = 𝑛𝑅𝑇, y por ello, la variación de la longitud de la columna de gas con la temperatura, a 𝑛 y 𝑃 constantes, viene dada por la ecuación 1.

𝑙= 𝑛_𝑆𝑅_𝑃 𝑇 (1)

R. H. Petrucci, F. G. Herring, J. D. Madura, C. Bissonnette, Química General, 10ª ed.;

Aire

Hg

Extremo abierto a la

atmósfera

(11)

QUIMICA GENERAL II

Grado en Química

PRÁCTICA 3: RELACIÓN VOLUMEN−TEMPERATURA DE UN GAS

l /cm t /ºC

Escribe los valores de la ordenada y la pendiente con el número correcto de cifras significativas y sus incertidumbres.

Pendiente:

Ordenada:

Escribe la ecuación que representa la dependencia de la altura de la columna de aire con la temperatura en las condiciones de trabajo.

¿Tiene el aire un comportamiento ideal en las condiciones del experimento? Justifica tu respuesta.

Cálculo de la cantidad (número de moles) de aire atrapado dentro del capilar: Presión atmosférica:

(12)

QUIMICA GENERAL II

Grado en Química

1

er

Curso

PRÁCTICA 4: DETERMINACIÓN DE LA VARIACIÓN DE ENTALPÍA PARA LA REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN DEL H2O2

OBJETIVO: Determinación del calor de reacción para la descomposición del H2O2.

CONCEPTOS: Calor. Capacidad calorífica. Calor de reacción a presión constante. Entalpía de reacción estándar. Ley de Hess. Estos conceptos corresponden al Tema 4 de los contenidos de la asignatura (Tema 7 del manual de referencia).

MATERIAL:

Calorímetro (vaso Dewar) (ver foto) Termómetro digital

2 vasos de precipitados Hervidor de agua Balanza

Frasco lavador

El vaso Dewar es un recipiente con doble pared de vidrio en cuyo interior existe un cierto grado de vacío para minimizar la pérdida de calor por conducción. La pared interna se encuentra recubierta de una superficie reflectante que evita en parte la pérdida de calor por radiación. Tiene una tapa aislante y perforada para introducir un termómetro.

DISOLUCIONES: 250 mL H2O2 0,90 M

50 mL Fe(NO3)3 0,50 M

NOTAS DE SEGURIDAD:

El vaso Dewar es de un vidrio muy fino y se debe evitar golpearlo con la sonda del termómetro.

(13)

Evitar el contacto de las disoluciones de peróxido de hidrógeno y nitrato férrico con los ojos y la piel.

La descomposición del agua oxigenada en disolución acuosa tiene lugar de acuerdo con la siguiente ecuación química:

2H2O2(ac) → 2H2O(l) + O2(g)

La reacción es bastante lenta, pero si se añade Fe(NO3)3 como catalizador tiene lugar de

forma rápida liberando calor. En este experimento pretendemos medir el calor de descomposición del H2O2 utilizando un calorímetro (vaso Dewar) prácticamente adiabático,

en donde se llevará a cabo la reacción en presencia del catalizador. Al impedir el calorímetro el paso de calor al exterior, la reacción produce un aumento de la temperatura de la disolución. La medida de ese incremento permite determinar el calor de reacción.

Para llevar a cabo el experimento con precisión, debe determinarse en primer lugar la capacidad calorífica del calorímetro, ya que éste absorbe una cierta cantidad de calor. El vaso Dewar debe estar limpio y seco y es necesario determinar la masa del calorímetro vacío antes de iniciar el experimento. Se introducen en el calorímetro aproximadamente 60 mL de agua destilada a temperatura ambiente, se determina su masa con precisión (m₁) y se anota su temperatura (T1). Se calienta agua destilada utilizando el hervidor y se añaden

aproximadamente 60 mL a un vaso de precipitados. Se monitoriza la temperatura del agua caliente hasta que alcance un valor próximo a 60oC. En este momento, sin retirar la sonda del termómetro del agua caliente, se destapa el calorímetro y se añaden los 60 mL, anotando la temperatura que marca el termómetro inmediatamente antes de realizar la mezcla (T2). Se

mezcla bien, se introduce la sonda del termómetro en el calorímetro y se monitoriza la temperatura durante aproximadamente 5 minutos. Si el calorímetro está bien tapado durante el experimento, no hay pérdidas apreciables de calor al exterior y la temperatura permanece constante (± 0,1 oC) una vez que transcurre el tiempo necesario para que la mezcla sea homogénea y la sonda del termómetro alcance el equilibrio térmico con el agua. La temperatura de la mezcla (Tm) se toma igual a dicho valor constante. Al acabar las medidas

de temperatura, se pesará de nuevo el calorímetro para determinar con precisión la cantidad de agua caliente añadida (m₂).

Se puede considerar que el intercambio de calor entre el sistema (calorímetro y su contenido) y los alrededores es cero y, por lo tanto, ΔHsistema = 0 (recuerda que el calor

(14)

La variación de entalpía del sistema es igual a la suma de las cantidades de calor intercambiado por el agua caliente, el agua fría y el calorímetro (ecuación 1).

∆𝐻sistema=𝑞aguacaliente+𝑞aguafría+𝑞calorímetro = 0 (1)

Expresando estas cantidades de calor de forma adecuada y sabiendo que el calor específico del agua es ce = 4,184 J g-1oC-1, se puede determinar la capacidad calorífica del calorímetro,

C. La determinación de C debe realizarse por duplicado.

Para determinar el calor de reacción se introducen unos 100 mL de la disolución de H2O2 0,90 M en el calorímetro (limpio, seco y previamente pesado) y se determinan su masa

(ma) y su temperatura (Ta). Se miden a continuación unos 20 mL de la disolución de

Fe(NO3)3 0,50 M y se determina su temperatura (Tb). Se añade esta disolución al

calorímetro, se tapa, se mezcla bién y se monitoriza la temperatura durante 5 minutos. La reacción finaliza en aproximadamente 3 minutos, al cabo de los cuales, si no hay pérdidas apreciables de calor al exterior, la temperatura permenece constante (± 0,1 oC). Este valor de temperatura final se toma como temperatura de mezcla, (Tm). Por último, se pesa de nuevo el

calorímetro para determinar la masa de disolución de Fe(NO3)3 añadida. Al finalizar la

reacción, el calorímetro contiene únicamente una disolución de Fe(NO3)3 diluída y puede

vaciarse en el fregadero.

Una vez más, el proceso que tiene lugar a presión constante dentro del calorímetro puede considerarse adiabático (Q = ∆H = 0, esquema 1). Este proceso puede dividirse en dos etapas: (a) conversión de reactivos en productos a la temperatura Ta y (b) aumento de la

temperatura del sistema de Ta a Tm. El calor liberado por la reacción química en la etapa (a)

es el calor de reacción, qr, que queremos determinar.

Esquema 1

Debido a que la entalpía es una función de estado, se debe cumplir que ∆H = ΔHI +

ΔHII = 0. Si suponemos que el calor específico de las disoluciones es aproximadamente igual

que el del agua, se puede determinar el calor de descomposición del H2O2 utilizando la

expresión: Reactivos (Ta) Productos (Tm) Productos (Ta) Q = ∆H = 0 ∆H_I ∆H_II

(15)

A continuación, se debe calcular la entalpía de reacción (∆H) por mol de H2O2 que

reacciona. El valor obtenido se puede comparar con el calculado utilizando las entalpías de formación tabuladas para H2O2(ac), H2O (l) y O2(g).

TABLA 1: Entalpías de formación estándar a 298,15 K. Sustancia ΔHof /kJ mol-1

H2O2(ac) -191,2

H2O(l) -285,8

(16)

QUIMICA GENERAL II

Grado en Química

PRÁCTICA 4: DETERMINACIÓN DE LA VARIACIÓN DE ENTALPÍA PARA LA REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN DEL H2O2

(A) Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro.

m1 /g T1 /ºC m2 /g T2 /ºC Tm /ºC

(B) Determinación del calor de reacción.

ma /g Ta /ºC mb /g Tb /ºC Tm /ºC

Cálculo del número de moles de H2O2 que han reaccionado:

Cálculo de la entalpía de reacción por mol de H2O2 que reacciona:

Determinación de la entalpía de reacción utilizando las entalpías de formación tabuladas

para H2O2(ac), H2O (l):

C =