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PRÁCTICAS DE LABORATORIO Andrea Énery Gómez Sanz Susana Yuste Fernández 1º Bachillerato Ciencias Física y Química IES Salvador Victoria Monreal del Campo Teruel


INDICE DETERMINACIÓN DE LA FÓRMULA DE UN HIDRATO

3

DEMOSTRACIÓN DE LA LEY DE LAVOISIER

8

ESTUDIO DE PROPIEDADES DE SUSTANCIAS CON DIFERENTES TIPOS DE ENLACE 11 CRISTALIZACION. IMITANDO A LA NATURALEZA

16

INTERCAMBIO DE ENERGÍA EN UNA REACCIÓN QUÍMICA

19

EXPERIENCIAS CON ÁCIDOS Y BASES

22

PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES

25

BIBLIOGRAFÍA

28

2


DETERMINACIÓN DE LA FÓRMULA DE UN HIDRATO • Objetivo Comprobar la ley de las proporciones definidas, que establece que un compuesto tiene siempre los mismos elementos y en las mismas proporciones, independientemente del proceso seguido en su formación. Esta ley fue enuncia por Proust en el año 1799.

• Fundamento teórico Un hidrato es una sal en cuya estructura está incluido un número determinado de moléculas de agua. Esta agua recibe el nombre de agua de cristalización y su proporción es siempre constante para cada sal hidratada en concreto. Vamos a calcular la cantidad de agua de cristalización que contiene el sulfato de cobre hidratado, es decir, el número de moles de agua por cada mol de sal hidratada. Para ello tendremos en cuenta que 1 mol de sulfato de cobre hidratado (azul) genera por calentamiento 1 mol de sulfato de cobre anhídro (blanco) y x mol de agua. CuSO4 · x H2O

calor

CuSO4 + x H2O

• Material -

Sulfato de cobre hidratado

-

Trípode con rejilla

-

Crisol de porcelana

3


-

Mechero

-

-

Espátula y pinzas

-

Yeso

Balanza

• Procedimiento 1. Tomamos el crisol y averiguamos su masa. 2. Depositamos en el crisol cierta masa de sulfato de cobre hidratado y pesamos de nuevo. 3. Ponemos el crisol con el sulfato de cobre sobre el trípode y comenzamos a calentarlo, removiendo lentamente su contenido con una espátula. Cada cierto tiempo, cogemos el crisol y lo pesamos. Nosotros lo hemos pesado cada minuto. 4. Seguimos así hasta que después de tres pesadas sucesivas, la masa sea la misma y el color azule propio de la sal hidratada haya desaparecido hasta adquirir el color blanco característico de la anhidra. 5. Después de haber realizado todo el experimento, echamos poco a poco unas gotas de agua sobre el sulfato de cobre anhidro y vemos que aparece el color azul característico del sulfato de cobre hidratado.

4


• Cálculos numéricos Experiencia nº 1 Tiempo (min) Masa cápsula + masa muestra

1

2

3

4

5

6

44,4 g

44,2 g

43,9 g

43,9 g

43,9 g

43,9 g

- Masa del crisol: 42,7 g - Masa del sulfato de cobre hidratado: 2 g - Masa total: 44,7 g - Masa de agua: 44,7 – 43,9= 0,8 g - Masa de sal anhidra: 2 – 0,8= 1,2 g 1,2 g - Cantidad de sal anhidra: ------------------- = 0,075235 mol 159,5 g/mol 0,8 g - Cantidad de agua: ----------------- = 0,0444444 mol 18 g/mol Cantidad de agua 0,044444 - ---------------------------------- = ----------------- = 6 Cantidad de sal anhidra 0,075235 En la primera experiencia, observamos que tras dividir los moles de agua entre los moles de sal anhidra, obtenemos 6. Por lo tanto, según nuestro experimento, las fórmula del sulfato de cobre hidratado es: CuSO4 · 6H2O Experiencia nº 2 Tiempo (min) Masa cápsula + masa muestra -

1

2

3

4

5

6

7

76,1 g

76 g

75,8 g

75,7 g

75,7 g

75,7 g

75,7 g

Masa del crisol: 67,2 g Masa del yeso (CaSO4): 9 g Masa total: 76,2 g Masa de agua: 0,5 g Masa de sal anhidra: 9 – 0,5= 8,5 g 1,2 gr Cantidad de sal anhidra: ----------------= 0,0088235 mol 136 g/mol 0,5 g Cantidad de agua: ----------------= 0,0277777 mol 18 g/mol

5


-

Cantidad de agua 0,0277777 ---------------------------------- =-------------------= 3 Cantidad de sal anhidra 0,0088235

En esta segunda experiencia, realizada con calcio hidratado (yeso) observamos que tras dividir la cantidad de agua entre la cantidad de sal anhidra, la proporción es menor, sólo es 3. Por lo tanto: CaSO4 · 3H2O

• Análisis de resultados La fórmula del sulfato de cobre hidratado es CuSO4 · 5H2O. 1. Calcula el número de moléculas contenidas en 0,0706 mol de agua. 1 mol de H2O 0´0706 mol de H2O

6´022 · 1023 moléculas de H2O x x = 4´25 · 1022 moléculas de H2O

2. Calcula el porcentaje de sulfato de cobre y el porcentaje de agua que existe en el sulfato de cobre hidratado. Datos práctica: - Masa de sal hidratada: 3,52 g - Masa de sal anhidra: 2,25 g - Masa de agua: 1,27 g Porcentaje sulfato de cobre: 2,25/ 3,52 · 100 = 63,92 % CuSO4 Porcentaje agua: 1,27/3,52 · 100 = 36,07 % H2O

Datos de mi experimento: - Masa de sal hidratada: 2g - Masa de sal anhidra: 1,2 g - Masa de agua: 0,8 g Porcentaje sulfato de cobre: 1,2/2 · 100= 60% CuSO4 Porcentaje agua: 0,8/2 · 100 = 40 % H2O 3. El yeso es sulfato de calcio hidratado. La cantidad de agua de cristalización que contiene se puede averiguar mediante el procedimiento descrito en esta experiencia. Si una muestra de 3,273 g de yeso se ha transformado en 2,588 g de sulfato de calcio anhidro, calcula. a) La fórmula del yeso.

6


-

Masa del yeso (CaSO4): 9 g Masa total: 76,2 g Masa de agua: 0,5 g Masa de sal anhidra: 9 – 0,5= 8,5 g 1,2 gr Cantidad de sal anhidra: ----------------= 0,0088235 mol 136 g/mol 0,5 g Cantidad de agua: ----------------= 0,0277777 mol 18 g/mol Cantidad de agua 0,0277777 ---------------------------------- =-------------------= 3 Cantidad de sal anhidra 0,0088235 Por lo tanto: CaSO4 · 3H2O b) El porcentaje de sulfato de calcio y de agua que hay en el yeso. 9g -> 100% 0,5 g -> x x = 0,5 · 100 / 9 = 5,5 % de H2O 100 – 5,5 = 94,5 % de CaSO4

Conclusiones

Con esta práctica hemos confirmado la ley de Proust, que dice que un compuesto tiene siempre los mismos elementos y en las mismas proporciones, independientemente del proceso seguido en su formación. Dicho de otra forma: cuando dos o más elementos se combinan químicamente para formar un compuesto, siempre lo hacen en una relación de masas constantes. En nuestro experimento, los datos no han sido muy exactos, debido a pequeños errores o que las condiciones para realizar los experimentos no son las adecuadas. Por ejemplo, el yeso contenía muy poco agua, seguramente debido a que era un yeso muy viejo y casi toda su agua estaba ya evaporada. Por lo demás, ha sido una práctica muy divertida y entretenida.

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DEMOSTRACIÓN DE LA LEY DE LAVOISIER • Introducción teórica El objetivo de esta práctica es demostrar que la ley de Lavoisier o conservación de la materia se cumple. Esta ley dice que en un sistema cerrado, la masa total de todas las sustancias que reaccionan (reactivos), es idéntica a la masa total de las sustancias obtenidas (productos). Como todos los procesos que tienen lugar en el Universo, son de naturaleza física o química, y en ellos la masa permanece constante, se puede enunciar la ley de conservación de la materia de carácter más general como: “La materia ni se crea ni se destruye, sólo se transforma.”

• Material -

Balanza

-

Matraz

-

Globos Tapón Hidrógeno carbonato de sodio

-

Vinagre

8


-

Ácido clorhídrico comercial

• Procedimiento a. Coloca unos 20 cm3 de vinagre en la probeta. b. Sitúa dentro del globo (que previamente has inflado varias veces para dilatarlo bien) unos gramos del hidrógeno carbonatado de sodio y tapa con él la boca del matraz, sujetándolo con una goma. Nosotros también utilizamos un tapón de corcho. c. Coloca la probeta con el globo encima de una balanza y determina su masa antes de que se produzca la reacción química. d. Sin mover excesivamente el globo, vierte el hidrógeno carbonato de socio en la probeta. Observarás que rápidamente se produce una reacción química porque se desprenden unos gases que pronto llenarán el globo. e. Después, cambiamos el vinagre por el ácido clorhídrico.

• Analisis y resultados 1. ¿Ha variado la masa cuando se ha producido la reacción química? Experiencia 1: Peso matraz: 108 gr Peso vinagre: 22 gr Peso bicarbonato: 2 gr Peso tapón: 6 gr Peso total antes de reaccionar. 138 gr Peso total después de la reacción: 137,4 gr Variación de la masa: 0,6 gr Experiencia 2: Peso matraz: 108 gr Peso vinagre: 24,2 gr Peso bicarbonato: 1,2 gr Peso globo: 1,7 gr Peso total antes de reaccionar: 135,1 gr Peso total después de la reacción: 134,7 gr Variación de la masa: 0,4 gr

9


Experiencia 3: Peso matraz: 108 gr Peso ácido clorhídrico: 21,3 gr Peso bicarbonato: 2 gr Peso tapón: 5,3 gr Peso total antes de reaccionar: 136,6 gr Peso total después de la reacción: 135,8 gr Variación de la masa: 0,8 gr En las tres reacciones vemos que la masa varía un poco, pero esto es debido a alguna pequeña fuga. También podemos darnos cuenta de que utilizando el globo el experimento es más exacto q el tapón.

2. Repite la experiencia con distintas cantidades de vinagre y de NaHCO3. ¿Qué observas? Hemos realizado la experiencia varias veces, cambiando unas veces la cantidad de bicarbonato sódico y otras, la de vinagre. Observamos que si aumentamos la cantidad de NaHCO3 , la reacción química se produce mucho más rapido. 3. Repite la experiencia sustituyendo el vinagre por HCl 2M. Formula la reacción química que se ha producido. Bicarbonato sódico + Ácido clorhídrico Æ Cloruro de sodio + CO2 + Agua NaHCO3 + HCl Æ ClNa + CO2 + H2O

• Conclusiones Esta práctica nos ha servido para confirmar una de las principales de la química, la ley de Lavoasier. Esta ley enuncia que “la materia ni se crea ni se destruye, únicamente se transforma”. Aquí lo hemos podido comprobar perfectamente, ya que al producirse la reacción entre el bicarbonato y el vinagre, el globo se hinchaba, porque la reacción producía CO2. También la ley enuncia que durante esa reacción, antes y al final, la masa de los reactivos debe ser igual a la de los productos. En nuestras experiencias esto no ha sido así, aunque las diferencias de masa son mínimas, debido a alguna fuga durante el proceso. Ha sido un trabajo muy divertido y en el que hemos podido llevar la teoría estudiada en clase, a la práctica.

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ESTUDIO DE PROPIEDADES DE SUSTANCIAS CON DIFERENTES TIPOS DE ENLACE •

Introducción Mediante propiedades como la solubilidad y la conductividad es fácil predecir qué tipo de enlace es el que presenta un determinado compuesto. •

Objetivo Averiguar el tipo de enlace que presentan algunas sustancias de acuerdo con sus propiedades: dureza, solubilidad, puntos de fusión y conductividad. •

Fundamentos teórico

Las propiedades que se van a estudiar son diferentes para los compuestos covalentes, iónicos y metálicos.

Punto de fusión

Covalente molecular Blando En disolventes apolares Bajo

Conductividad

Mal conductor

Dureza Solubilidad

Covalente cristalino Muy duro No se disuelve Muy alto No conduce

Iónico

Metálico

Duro En disolventes polares Alto Conduce en disolución

Variable No se disuelve Variable Buen conductor

Material y productos -

Azufre

-

Sal

-

Arena

11


-

Sacarosa

-

Agua

-

Xileno

-

Naftaleno

-

Sulfato de cobre

-

Cinc

12


-

Mechero

-

Tubos de ensayo

-

Pinzas de madera

-

Vaso de precipitados

-

Espรกtula

-

Pila, bombilla y electrodos

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Procedimiento

Estos son los distintos pasos que debemos seguir para averiguar cada una de las distintas propiedades de dichos elementos: 1. Dureza: Presiona con la espátula las distintas sustancias y anota lo que observas. 2. Solubilidad: Con la espátula, coloca en cinco tubos de ensayo un poco de cada una de las sustancias y añade agua hasta la mitad de cada tubo. Agita y deja reposar. Observa en todos los casos que se disuelve con rapidez, fácil o difícilmente, mucho, poco o nada. 3. Haz lo mismo con otros cinco tubos de ensayo, pero esta vez añade xileno en lugar de agua. 4. Puntos de fusión. En cinco tubos de ensayo limpios y secos coloca un poco más de cada una de las sustancias. Acércalos a la llama de un mechero durante 30 segundos y anota lo observado. 5. Conductividad. Ve poniendo en el vaso de precipitados cada una de las sustancias sólidas y aplica los terminales de los electrodos de cobre, previamente conectados a la pila y a la bombilla, como indica la figura de la página anterior. Observa si conducen o no. Haz lo mismo, pero ahora poniendo las disoluciones solubles de la segunda parte del experimento en lugar de los sólidos.

Conclusiones y cuestiones 1. Anota todo lo que hayas observado en una tabla como la siguiente: Azufre S

Sal NaCl

Arena SiO2

Cinc Zn

Sacarosa C12H22O11

Naftaleno C10H8

Muy duro

Sulfato de cobre CuSO4 Blando

Dureza

Poco duro

Muy duro

Muy duro

Solubilidad en agua Solubilidad en xileno Punto de fusión Conductividad en estado sólido Conductividad en disolución

Insoluble

Soluble

Insoluble

Dureza media Insoluble

Soluble

Soluble

Insoluble

Soluble

Insoluble

Insoluble

Insoluble

Insoluble

Insoluble

Soluble

Bajo No

Alto No

Muy alto No

Alto Si

Bajo No

Alto No

Bajo No

No

No*

No

Si

No

No*

No

Muy blando

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2. ¿Qué tipo de enlace presenta cada una de las sustancias analizadas? -

Azufre (S): Enlace covalente molecular. Cloruro sódico o sal común (NaCl): Enlace iónico. Arena (SiO2): Enlace covalente cristalino. Cinc (Zn): Enlace metálico Sacarosa (C12H22O11): Enlace covalente Sulfato de cobre (CuSO4): Enlace iónico. Naftaleno (C10H8): Enlace covalente

3. ¿Qué indica, respecto al tipo de enlace que representa, que una sustancia sea soluble en agua? ¿Y que lo sea en xileno? El zinc y la arena son las únicas sustancias que no se disuelven ni en agua ni en xileno. Son un enlace metálico y un enlace covalente cristalino respectivamente. Los enlaces iónicos, como el cloruro sódico y el sulfato de cobre, se disuelven en agua, porque la sal es polar y disuelve bien las sustancias iónicas y polares. El xileno es un disolvente orgánico que no consigue disolverlas. El naftaleno y el azufre son enlaces covalentes. Ambos son disueltos por xileno, pero no por agua. Por último la sacarosa, que también es un covalente, le pasa totalmente lo contrario que a los anteriores: se disuelve en agua pero no en xileno. 4. ¿Las sustancias iónicas conducen la electricidad en estado sólido? ¿Y en disolución? Las sustancias iónicas sólo conducen la electricidad cuando se encuentran en disolución. En nuestro experimento no fue así porque el único elemento que condujo la electricidad fue el cinc, aunque deberían habernos salido más elementos que la condujeran. 5. ¿Cómo es la conductividad de los metales? Los metales son los mejores conductores que existen. En esta práctica hemos podido ver que el zinc ha sido el único elemento que ha conseguido conducir la electricidad. El zinc era el único metal que disponíamos.

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CRISTALIZACION. IMITANDO A LA NATURALEZA Las estructuras cristalinas se dan en la Naturaleza en condiciones muy especiales de presión y temperatura. Por otra parte, para que los iones formen una red cristalina a partir de una disolución, lo ideal es que lo hagan con la lentitud suficiente como para ordenar su red. •

Objetivos

-

Examinar un proceso de cristalización Observar una reacción de precipitación Percatarse de la formación de sustancias no solubles en agua, a partir de otras que sí lo son. Fundamento

El PbI2, diyoduro o yoduro de plomo (II), es un sólido muy insoluble en agua y de color amarillo. Si se obtiene por reacción química, el sólido obtenido es amorfo, pues los iones I- Y Pb2+ no pueden orientarse adecuadamente para formar una red cristalina. Al calentar la disolución en la que se ha formado el PbI2 sólido, aumenta la solubilidad, con lo que el sólido se disuelve completamente. Cuando la disolución se enfría, al alcanzar la temperatura ambiente vuelve a aparecer el yoduro en forma sólida, pero como su generación ha sido lenta, apatece en forma de pequeños cristales que un neófito con oro. •

Material

-

Vaso de precipitados

-

Pipeta cuentagotoas.

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-

Mechero o placa calefactora.

-

Pb(NO3)2, nitrato de plomo (II) o nitrato plumboso. KI, yoduro de potasio. Agua destilada.

Procedimiento 1. En un vaso de precipitados con agua, se añade con una espátula una pequeña cantidad de nitrato de plomo y se disuelve por agitación. Se produce la siguiente disociación: Pb(NO3)2 -> Pb2+ + 2NO3 2. Aparte y en otro vaso se prepara un pequeño volumen de disolución disolviendo el yoduro en agua. Sucede este proceso: KI -> K+ + I3. Con un cuentagotas, se toma disolución de KI y se añade sobre la de Pb(NO3)2. Se forma un precipitado amarillo de yoduro de plomo: Pb2+ + 2I -> PbI2

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La ecuación química del proceso es esta: Pb(NO3)2 + 2IK Æ PbI2 + 2(NO3)K 4. Se calienta sobre mechero o placa calefactora la disolución hasta su completa disolución. Si no se consiguiera por haber gran cantidad de sólido, se diluye con agua. La disolución final tiene que ser transparente. 5. Se deja enfriar y cuando la disolución alcance la temperatura ambiente o antes, aparecerán cristales PbI2. Si el recipiente donde se obtienen se ilumina con una bombilla, el fenómeno observado es espectacular.

Análisis de resultados

Este experimento tuvimos que repetirlo varias veces. En el primer experimento, la causa fue que la disolución de yoduro de potasio estaba muy saturada, habíamos echado demasiado soluto en la disolución. En segundo lugar, echamos más cantidad de disolución de yoduro y la disolución no conseguía tener el color transparente que buscábamos, sino que siempre quedaba un color verde azulado. Al tercer intento conseguimos que el experimento saliera como debía y conseguimos ver la llamada “lluvia de oro”, un sorprendente y bonito proceso.

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INTERCAMBIO DE ENERGÍA EN UNA REACCIÓN QUÍMICA •

Introducción y objetivo

En la siguiente práctica vamos a realizar una serie de reacciones químicas y vamos a comprobar el intercambio de energía que surge en cada una de ellas. Este es el procedimiento a seguir: -

Escribir, ajustadas, las reacciones químicas de los 4 apartados. Clasificarlas en exotérmicas o endotérmicas, explicándolo. Comentar todos los procedimientos seguidos y las observaciones que se crean oportunas.

Materiales

-

Plomo

-

Cobre

-

Magnesio

-

Ácido sulfúrico

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-

Nitrato amónico

-

Agua

-

Hidróxido sódico

-

Nitrato potásico

Procedimiento y cuestiones

a. En un tubo de ensayo coloca unos trocitos de metal y añade unos ml de ácido sulfúrico. Se produce una reacción en la que se desprende un gas y se observa un aumento de temperatura que notarás al coger el tubo. H2SO4 + Pb -> PbSO4 + H2 + calor H2SO4 + Cu -> CuSO4 + H2 + calor H2SO4 + Mg -> MgSO4 +H2 + calor Las tres son reacciones exotérmicas, ya que desprenden calor, aunque prácticamente no se aprecia. En la segunda reacción existe un pequeño fallo, y es que no llega a reaccionar tras varios intentos. Pero de todas formas sabemos que es una reacción exotérmica porque al añadir ácido sulfúrico a cualquier metal, se produce este tipo de reacciones, como podemos ver en los otros dos ejemplos. b. En un tubo de ensayo coloca unos gramos de nitrato amónico. Disuelve en agua y observa que el tubo se enfría ya que la reacción absorbe energía. 20


NH4NO3 + H2O -> HNO3 + NH4OH Esta es una reacción endotérmica, contraria a las exotérmicas, ya que absorbe calor. Es una reacción muy rápida y enseguida notamos como el tubo de ensayo se enfriaba en nuestras manos. Una observación es que las reacciones endotérmicas que contienen amoníaco fueron utilizadas en el Siglo XIX en la industria del hielo. c. En un tubo de ensayo disuelve unas lentejas de hidróxido sódico en agua. NaOH + H2O -> NaOH + H2O + Calor Esta es una de las reacciones exotérmicas más comunes. Nada más añadir agua en el tubo de ensayo donde se encontraban las lentejas de hidróxido sódico, el tubo se calentó notablemente. Conforme agitábamos el tubo, desprendía más y más calor. Actualmente existe un producto que utiliza esta reacción exotérmica. Consiste en un vaso divido en dos partes: en una se encuentra chocolate con leche y en la parte de abajo, hidróxido de sodio con agua. Entonces, al agitar el vaso, ocurre la reacción exotérmica, que libera calor, y calienta el chocolate con leche. Esta es una forma de tener siempre la bebida caliente. d. En un tubo de ensayo disuelve unos cristales de nitrato potásico en agua. KNO3 + H2O -> KOH + HNO3 También es una reacción endotérmica, absorbe el calor. Esta reacción no es tan rápida como la que ocurre entre el agua y el hidróxido de sodio, pero al tener el tubo de ensayo en la mano, también notamos sensación de frío. •

Conclusiones y opinión personal

Ha sido una práctica muy entretenida y fácil. No existía ninguna dificultad importante, ya que tan sólo teníamos que tomar los datos de las distintas reacciones, si desprendían calor o lo absorbían, causando la sensación de frío. Lo más difícil de toda la práctica ha sido escribir y ajustar las distintas reacciones químicas.

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EXPERIENCIAS CON ÁCIDOS Y BASES a. Objetivo y fundamento teórico En esta práctica vamos a experimentar con ácidos y bases. Investigaremos cómo es el pH de algunas sustancias y disoluciones y aprenderemos a clasificar las sustancias en ácidos, bases y neutras. El pH es la concentración de hidrógenos presentes en determinada sustancia. El término significa «potencial de hidrógeno» y fue acuñado por el químico danés Sørensen. Vamos a manejar indicadores y realizaremos alguna reacción de neutralización. b. Materiales: -

Papel indicador

-

Tubos de ensayo y gradilla

-

Ácido clorhídrico

-

Hidróxido sódico

-

Saliva

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-

Fenolftaleína

-

Varilla Vasos de precipitados

-

Agua destilada

c. Procedimiento y cuestiones: -

Comenta cómo es el pH en cada caso que te preguntan. ¿Cuánto valdría aproximadamente? ¿Qué sustancias son ácidos? ¿Cuáles básicas? ¿Y neutras? Escribe, ajustadas, las reacciones de neutralización que se han producido. Comenta todo lo sucedido en cada procedimiento.

Estas son las diversas cuestiones que contestaremos y realizaremos tras cada uno de los procedimientos a seguir. 1. Coge un trozo de papel indicador y échale 3 gotas de ácido clorhídrico. ¿Cómo es el pH? El pH es ácido. El valor de su pH es de 1. El papel indicador se vuelve completamente fucsia tan solo con el vapor que desprende el HCl. El ácido clorhídrico es una de las sustancias más ácidas que existen. 2. Repite con 3 gotas de la disolución de hidróxido de sodio de la experiencia anterior. ¿Cómo es el pH? Con esta sustancia ocurre todo lo contrario que con la anterior. El pH del hidróxido de sodio es básico, tiene el valor más alto de la escala de pH, un 10. El papel cambia a un color azul oscuro, indicando que es la sustancia más básica o alcalina. 23


3. Idem con unas gotas de tu saliva. ¿Cómo es el pH? El pH de la saliva es neutro, tiene un valor de 7. Pero si mascamos chicle, el pH puede variar un poco, siendo algo ácido. 4. Idem con agua destilada. ¿Cómo es el pH? El pH del agua destilada también es neutro, y por lo tanto, tiene un valor de 7 en el papel indicador. 5. En un tubo de ensayo coloca 2 ml de ácido clorhídrico. Añade unas gotas de la disolución de fenolftaleína. ¿Ha cambiado el color? Añade unas gotas de la disolución de hidróxido de sodio, hasta que cambie de color. ¿Cuál es ahora? La fenolftaleína es un indicador que cambia a un color fucsia cuando la disolución se vuelve básica o alcalina. La disolución no cambia de color hasta que no le añades las gotas suficientes de hidróxido de sodio. Entonces se vuelve de color rosa o violeta. Si existe un pH muy elevado, que sea básico, la fenolftaleína es incolora. Sólo toma su color característico cuando el pH se encuentra entre 8,2 – 8,3. La reacción de neutralización es la siguiente: HCl + NaOH -> NaCl + H2O Ácido + Base -> Sal + Agua Como en todas las reacciones de neutralización, al unir en una disolución un ácido con una base, el resultado es una sal más agua. Esta reacción de neutralización ocurre en ambos casos, en el punto 5 y 6, ya que es el mismo proceso, pero invirtiendo el orden. 6. En un tubo de ensayo coloca 2 ml de la disolución de hidróxido de sodio. Añade unas gotas de fenolftaleína. ¿Ha cambiado de color? Añade unas gotas de ácido clorhídrico hasta que cambie de color. ¿Cuál es ahora? Ocurre lo mismo que en la situación anterior, aunque el papel indicador es azul oscuro en vez de fucsia. Como he dicho anteriormente, cuando la disolución es básica totalmente, la fenolftaleína sigue siendo incolora. Es al añadir ácido clorhídrico cuando su pH desciende y la disolución toma ese color fucsia característico.

d. Conclusión y opinión personal Esta ha sido la práctica de las tres que hemos realizado que más me ha gustado. Lo que más me ha llamado la atención ha sido el experimento en el que hemos utilizado la fenolftaleína. Lo más impresionante era que con tan sólo una gota, hacía que toda la disolución cambiara completamente de color; sólo con una gota.

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PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES a. Objetivo En esta práctica vas a aprender a preparar disoluciones de concentración conocida. b. Material y productos necesarios -

Carbonato de sodio

-

Agua destilada

-

Ácido clorhídrico

c. Procedimiento 1. Preparar 250 cm3 de carbonato de sodio 0,1M. Realiza el cálculo de la cantidad de carbonato de sodio necesario para la preparación de la indicada disolución y a continuación y con ayuda de un vidrio de reloj previamente tarado o de un papel determina la masa necesaria con la balanza y colócala en media cuartilla doblada por la mitad, con la cual la transferirás al matraz aforado de 250 cm3 al que agregarás unos 100 cm3 de agua destilada y agitarás hasta la total disolución del carbonato, enrasando a continuación hasta 250cm3.

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2. Preparar 250 cm3 de ácido clorhídrico 2M a partir de ácido concentrado. Mira en la etiqueta las características del ácido concentrado (% en peso y densidad) y de ellas determina el volumen de este ácido que necesitas para preparar 250 cm3 de ácido 2M. Mide este volumen con la pipeta o probeta, añádelo a un matraz aforado de 250 ml, agrega unos 100 cm3 de agua destilada para disolver bien todo el ácido y a continuación y con grandes precauciones enrasa a 250 ml. d. Cálculos 1. Cálculo de la masa de carbonato de sodio necesaria.

gr n º moles M M = = Volumen Volumen

0,1M =

MCaCO3 = 100 gr/mol

nº moles 0,1L

n º moles =

0,01 moles de CaCO3

gr M

0,01 =

gr 100

1 gr de CaCO3

Mplato= 33,4 gr MCaCO3= 1 gr Necesitamos un 1 gr de CaCO3 para que la preparación de la disolución sea la indicada. Hemos observado que no se disuelve bien porque los carbonatos precipitan enseguida. 2. Cálculo del volumen de ácido clorhídrico concentrado necesario -

MHCl = 36,5 gr/mol Densidad del HCl = 1190 gr/L Pureza del HCl= 37 % Masa pura de un litro de HCl = 440,3 gr 1190 · 0,37 = 440,3 gr HCl

n º moles =

gr M

n º moles =

440,3 36,5

12,06 moles de HCl

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gr n º moles M M = = Volumen Volumen V1 · M1 = V2 · M2

M =

12molesHCl = 12M 1L

V1 · 12 = 0,1L · 2 V1 = 0,016 L de la botella 16,7 ml de HCl

e. Conclusión y opinión personal Esta, como las demás prácticas, ha sido muy amena. Hemos recordado y utilizado fórmulas que hacía mucho que no practicábamos. Esta práctica nos ha ayudado a recordarlas y a aplicarlas, ya que sólo las habíamos aprendido en clase y nunca las habíamos puesto en práctica. Las prácticas de laboratorio siempre ayudan a que aprender sea mucho más divertido.

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BIBLIOGRAFÍA •

Enciclopedia Microsoft® Encarta® 2002. © 1993-2001 Microsoft Corporation. Reservados todos los derechos.

Buscador: www.google.es

Libro de 1º de Bachillerato de Física y Química, de Mc Graw Hill.

Apuntes de 1º de Bachillerato de química.

Enciclopedia Gran Vox.

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Prácticas de laboratorio