Universidad De OrienteNúcleo de Bolívar

Unidad de estudios básicosÁrea de química

Laboratorio de química experimental

Presentado a: Por los Bachilleres:

Gloria Peña Nelson González

C.I: 24.892.919Rivas BrasmelisC.I: 23.551.629

Sec. 19

Ciudad Bolívar-Edo. Bolívar

Índice

Introducción………………………………………………………………………………………………………………………………… Fundamentación teórica……………………………………………………………………………………………………………Procedimientos……………………………………………………………………………………………………………………………Datos Experimentales y tabla de datos…………………………………………………………………………………Conclusión…………………………………………………………………………………………………………………………………………Bibliografía………………………………………………………………………………………………………………………………………

Introducción

En este reporte se dan a conocer los instrumentos de laboratorio básico que estaremos utilizando en cada una de nuestras prácticas.

Es de gran importancia reconocer e identificar los diferentes instrumentos o herramientas de laboratorio, ya que de esta manera seremos capaces de utilizarlos adecuadamente y también de llamarlos por su nombre y conocer su utilidad.

A través de las páginas que veremos en este trabajo, presentamos información elemental sobre lo aprendido durante la práctica de laboratorio así como también profundizamos y damos explicaciones sencillas y de gran importancia sobre cada proceso que se lleva acabo químicamente en los experimentos realizados.

Sabemos que la mejor forma de aprender es haciendo y llevando a la practica los conocimientos teóricos, de manera que podamos enriquecer y fortalecer nuestra experiencia en el amplio mundo de la química.

Fundamentación teórica

Unidades y Dimensiones

Las dimensiones son los conceptos básicos de las mediciones, tales como la longitud, el tiempo, la masa, la temperatura, etc. Las unidades son los medios para expresar dimensiones, por ejemplo pies o centímetros para el caso de la longitud; horas o segundo pare el tiempo.

Patrón de Medida:

Un patrón es el objeto que materializa una unidad.

Medición

Es una operación que permite asignarles valores numéricos a la medida. Es la asignación de un número al sistema que se mide, acompañado del nombre de un patrón.

Propiedades no características

Son comunes a todas las formas de materia:

Masa: Es la medida de la cantidad de materia que hay en una muestra de cualquier material.

Volumen: Es el espacio que ocupa la materia. Temperatura: Es la medida del grado de calor de los cuerpos.

Apreciación

Se denomina apreciación de un instrumento de medida, a la menor lectura correcta que se puede efectuar en él. Para la determinación de la apreciación, se procede de la siguiente manera:

1) Se toma dos lecturas consecutivas.2) Se resta la lectura mayor a la menor.3) Se divide la diferencia entre el número de divisiones que hay entre

ambas lecturas.

Balanza.

Para pesar un cuerpo, o sea, para determinar su masa, se utiliza la balanza. Una balanza posee ciertas características que dependen de su diseño y construcción. Entre las cuales, las más importantes son:

1) La Sensibilidad - Se puede definir como su capacidad para poder apreciar en ella, la menor diferencia entre dos masas, mientras más sensible es una balanza, menor es la diferencia de masa que puede apreciar.

2) La Exactitud - Queda determinada por la menor diferencia entre la masa del cuerpo que se está pesando y las masas de las pesas que equilibran la balanza.

3) La Fidelidad - Es la propiedad que viene de repetir el mismo resultado al pesar varias veces el mismo cuerpo.

4) La Capacidad - Es la máxima masa que se puede medir con ellas, sin que disminuya su sensibilidad.

Una balanza es un instrumento delicado que debe tratarse siempre con cuidado. Las siguientes normas le ayudarán a utilizar la balanza con eficacia:

1) Antes de colocar un objeto en el platillo de la balanza, el fiel puede oscilar a distancias no iguales del cero de la escala, lo que significa que la balanza no está ajustada o nivelada. En este caso, debe requerirse la ayuda del profesor.

2) El platillo de la balanza debe mantenerse limpio. Los reactivos químicos deben colocarse en un recipiente adecuado. Los recipientes utilizados para pesar los reactivos, deben estar limpios y secos. Los recipientes más adecuados para pesar líquidos son los frascos tapados.

3) El platillo de la balanza puede dañarse si se colocan objetos calientes. Además, el calor origina corrientes de convección en el aire que rodea el platillo y ese movimiento, interfiere el movimiento de la balanza. Los objetos colocados en la balanza, deben estar siempre a la temperatura ambiente.

4) Para evitar posibles deterioros en el instrumento, después de utilizarla deben separarse todos los objetos de los platillos. Todas las pesas deben ponerse en la posición cero y las masas patrón, guardarse en su caja.

Para calcular el error experimental en la determinación de la masa, se determina el error absoluto y el error relativo.

Error Absoluto (E) - El error absoluto de una determinación, es la diferencia que existe entre el valor observado o medido (Vm) y el valor verdadero o más probable (Vv) de la cantidad medida.

E = Vm - Vv El error absoluto, es una medida de la exactitud, en consecuencia,

podemos definir la exactitud de una medición, como la concordancia entre dicha medición y el valor verdadero.

Error Relativo (Gravimétrico)(Er) - Se expresa en términos de porcentaje, y se calcula:

Er = (E/Vv) x 100

Determinación De Densidad.

De sólidos - Se define la densidad de una sustancia, como las masas de ella contenida en una unida de volumen. El modo más lógico de hallar la densidad de un sólido, consiste en determinar la masa del mismo y hallar el volumen que esta muestra ocupa.

De líquidos - Es posible determinar la densidad de un líquido, del mismo modo que se determina la densidad de un sólido, también puede medirse la densidad con un instrumento llamado densímetro.

Procedimientos

1. Se procedió a clasificar el material de laboratorio de acuerdo a su utilidad y a lo que permiten medir, recordando las normas de manipulación de dichos instrumentos.

2. Una vez hecha la clasificación de materiales de laboratorio, se procedió a calcular la apreciación de los materiales volumétricos de medida (pipeta, cilindro graduado de 10ml y cilindro graduado de 100ml), esto con el fin de conocer la menor lectura correcta que se pueda realizar en dichos instrumentos.

3. Realizado el calculó de las apreciaciones de los instrumentos anteriores, siguió medir en cada uno de ellos un volumen de 10ml de agua de chorro para proceder a realizar en ellos la determinación del error relativo.

4. Posteriormente se procedió a realizar la medición de dos volúmenes diferentes en un cilindro graduado de 50ml para determinar al igual que en los instrumentos anteriores el error relativo de ambos volúmenes y proceder a analizar los resultados arrojados.

5. Continuando con el experimento, el profesor suministro los valores verdaderos de la masa de un matraz erlenmeyer. Simultáneamente se procedió a la determinación de la masa de un matraz erlenmeyer de 250ml; al comparar el valor calculado con el valor verdadero mas próximo a este se procedió a la determinación del error absoluto y del error relativo de esta medición.

6. En un cilindro graduado de 50ml se procedió a medir el volumen ocupado por 10ml de agua de chorro, luego se transfirieron estos 10ml

de agua al matraz de 250ml anteriormente estudiado y se logro determinar la masa ocupada por el agua, tomando como referencia el valor verdadero de la masa del matraz. Una vez conocido el volumen y la masa del agua se procedió a determinar la densidad de la misma. Dicho procedimiento se realizó con volúmenes de 20ml, 30ml, 40ml, y 50ml. Y al igual que con los 10ml, se calculó la masa del agua respectiva a cada uno de los volúmenes y se determino la densidad en los 5 casos.

7. Una vez conocido todos los datos del procedimiento anterior se procedió a construir el gráfico (Masa vs. Volumen) del agua. A su vez, gráficamente se logró determinar cuanto pesarían 12.5ml de agua.

8. Por ultimo se procedió a la determinación de la densidad de un pedazo de hierro en el cual se siguieron los siguientes pasos: a. El profesor nos suministro la pieza.b. En un cilindro graduado de 10ml se realizo la medición de 5ml de

agua de chorro y leyó el volumen ocupado. c. luego se dejó caer la pieza suministrada por el profesor. Al observar

el nuevo volumen por una resta de diferencia se determino el volumen ocupado por la pieza.

d. Posteriormente, se procedió a calcular la densidad de la pieza solida suministrada e identificamos el metal, utilizando una tabla de densidades.

Parte experimental

1. Clasifique el material de laboratorio.

I. Materiales Volumétricosa. Pipeta graduada de 10 mlb. Matraz de Erlenmeyer de 250 mlc. Cilindro graduado de 25 mld. Cilindro graduado de 100 mle. Cilindro graduado de 10 mlf. Cilindro graduado de 50 mlg. Vasos de Precipitado de 150 mlh. Bureta de 50 mli. Matraz aforado de 250 ml

II. Material Gravimétrico

a. Balanza de 10 gr.

III. Material Auxiliar

a. Vidrio de relojb. Embudoc. Pinzas de combustiónd. Removedore. Goterof. Capsula de porcelanag. Gradillah. Tubos de ensayoi. Pizetaj. Soporte universal

2. Cálculo de apreciaciones

Ap (100ml)=90 - 80= 1 Cilindro graduado (100ml)10

Ap (10ml)= 8 - 6= 0.2 Cilindro graduado (10ml) 10

Ap (10ml)= 6- 5= 0.1 Pipeta (10ml) 10

Ap (10ml)= 50 - 40 = 1 Cilindro graduado (50ml) 10

Ap (10ml)= 20 - 15= 0.5 Cilindro graduado (25ml) 10

Ap (50ml)= 20 - 19 = 0.1 Bureta (50ml) 10

3. Cálculo de errores relativos

Er (100ml) = 1x 100 = 10% Cilindro graduado (100ml) 10

Er (10ml) = 0.2x 100 = 2% Cilindro graduado (10ml) 10

Er (50ml) = 1x 100 = 10% Cilindro graduado (50ml) 10

Er (50ml) = 0.5x 100 = 5% Cilindro graduado (25ml) 10

Er (50ml) =0.1 x 100 = 1% Pipeta (10ml) 10

Er (50ml) = 0.1 x 100 = 1% Bureta (50ml) 10

4. Medición de masa de matraz Erlenmeyer

Valor medido: 100,5grValor verdadero: 100,1911

E (250ml) = 100,5 gr – 100,1911= 0,3089E (250)= 0,3089 / 100,1911*100= 0,308%

5. Medición del agua ( H 2O)

Volumen(H2O)

Peso Erlenmeyer Peso Erlenmeyer (H2O)

PesoH2O

10ml 100,5gr 103,3gr 2,8gr

20ml 100,5gr 111,6gr 11,1gr

30ml 100,5gr 120,0gr 19,5gr

40ml 100,5gr 128,6gr 28,1gr

50ml 100,5gr 137,6gr 37,1gr

D1= 2,8gr/10ml=0,28 gr/ml

D2=11,1gr/20ml=0,555 gr/ml

D3=19,5gr/30ml=0,65 gr/ml

D4=28,1gr/40ml=0,7025 gr/ml

D5=37,1gr/50ml=0,742 gr/ml

6. Determinación de la masa de un solidó

Peso del vidrio de reloj = 50,6 grPeso del vidrio de reloj con objeto = 53,1 gr Masa solidó = 53,1 gr – 50,6 gr = 2,5 gr

Volumen cilindro graduado = 5mlVolumen cilindro graduado con el objeto = 5,2 mlVolumen solidó: 5.2ml – 5ml = 0.2ml

Densidad solidó = 2,5 gr / 0.2 ml = 12,5 gr/ml

Según la tabla de densidades de los elementos químicos, nuestra densidad se asemeja a la densidad del elemento Paladio (Pd) ya que su densidad es 12,02 gr/ml.

Resultados del experimento

1er trim.

0

20

40

60

80

100

120

Masa vs. Volumen

Masa (gr)

Volumen (ml)

Volumen (ml)

Mas

a (g

r)

Conclusión

Para realizar una buena práctica en el laboratorio, es necesario conocer de manera clara y precisa el uso y la clasificación de cada uno de los instrumentos que se utilizan en este: los materiales de laboratorio se clasifican de acuerdo a su utilidad; unos sirven para medir volúmenes, otros para medir cantidades y otros se presentan como material auxiliar para facilitar la realización de las prácticas.

En la práctica “uso y reconocimiento del material de laboratorio” se logró determinar la apreciación y los márgenes de errores relativos y errores absolutos de los instrumentos comúnmente mas utilizados. Cabe destacar que el margen de error y la apreciación son de gran utilidad a la hora de realizar medición de volúmenes ya que estos permiten conocer la menor lectura correcta y el porcentaje de error promedio por medición.

A su vez, se logró determinar por medio de cálculos matemáticos que a medida que aumenta el volumen a medir en un cilindro graduado de 50ml su margen de error disminuye esto debido al valor de su apreciación (1) que permite que a mayor sea el valor medido el resultado de la división entre ellos sea menor.

Otro de los aportes significativos de la práctica fue el calculo de densidad a través de diferentes volúmenes de agua el cual permitió determinar el peso de la misma y al realizar la representación gráfica de los datos obtenidos reflejaron una recta, esto quiere decir que a medida que aumenta el volumen del agua su masa aumenta simultáneamente.

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Introducción………………………………………………………………………………………………………………………………Fundamentación teórica……………………………………………………………………………………………………………Procedimientos……………………………………………………………………………………………………………………………

Datos Experimentales…………………………………………………………………………………………………………………Tabla de resultados………………………………………………………………………………………………………………………Conclusión…………………………………………………………………………………………………………………………………………Bibliografía………………………………………………………………………………………………………………………………………

Introducción

Se conoce con el nombre de valoración ácido – base al conjunto de operaciones que, realizadas en el laboratorio, tiene como finalidad el conocimiento de la concentración de una disolución de un acido o una base.

Esta reacción se utiliza para averiguar la cantidad de ácidos que posee una disolución a partir de una cantidad de base conocida o viceversa. Este método se realiza mediante la utilización de una bureta que contiene una de las disoluciones y un matraz con la otra disolución, se vierte cuidadosamente el contenido de la bureta en el matraz hasta la neutralización de dicha solución.

El final de la titulación se nos advierte con un indicador suele cambiar de color, según exista un exceso de ácido o de base.

El objeto de este informe es demostrar que a partir de sustancias las cuales desconocemos su concentración, es posible determinarla a partir de la valoración, tomando como referencia la concentración conocida de una solución básica.

Cabe resaltar que en esta práctica se utilizo fenolftaleína como indicador.

Fundamentación teórica

Titulación Ácido – Base Las reacciones ácidos – base son reacciones de neutralización entre iones,

que se producen al estar en contacto u acido con una base obteniéndose una sal mas agua.

Solución diluida. Es cuando la cantidad de soluto es muy pequeña

Solución concentrada Es cuando la cantidad de soluto es muy grande

Soluto Se le llama soluto a la sustancia minoritaria (aunque existen excepciones)

en una disolución o en general, a la sustancia de interés. Es una sustancia disuelta en un determinado disolvente

Solvente Es una sustancia que permite la dispersión de otra en su seno. Es el

medio dispersante de la disolución. Normalmente, el disolvente establece el estado físico de la disolución, por lo que se dice que el disolvente es el componente de una disolución. También es el componente de la mezcla que se encuentra en mayor proporción.

Neutralización Es una reacción entre un ácido y una base generalmente, en las

reacciones acuosas ácido – base se forma agua y sal. Así pues, se puede decir que la neutralización. Son generalmente exotérmicas, lo que significa que produce calor.

Indicador Es una sustancia natural o sintética que añadida a la muestra sobre la que

se desea realizar el análisis produce un cambio físico que es apreciable por los sentidos (generalmente, un viraje de color)

Equivalente gramo o peso equivalente Para un elemento o compuesto en concreto, su valor depende del tipo de

reacción intervenga Para un elemento en general, 1eq = masa atómica

Valencia Para un ácido, el equivalente gramo es la cantidad en gramo que

produce un mol de H Para una base, el equivalente gramo es la cantidad en gramo que

produce un mol de OH En las reacciones de oxidación – reducción, el equivalente gramo es la

cantidad de sustancia que consume un mol de electrones

Suele ser una medida de cantidad de sustancias muy utilizada en cálculos con reacciones de transferencia de protones o electrones. Por ello, también se puede definir como:

El equivalente gramo de una sustancia es la cantidad en gramos de la misma que cede o acepta un mol de protones (en las reacciones ácido – base) o que gana o pierde un mol de electrones (en las reacciones redox).

Punto final Es el punto en el que la titulación o valoración esta completa, y suele

determinarse mediante un indicador. Este tiene idealmente el mismo volumen que el punto de equivalencia

Punto de equivalencia

Es el volumen de disolución estándar añadido para el cual el volumen de equivalentes de la sustancia tituladora es igual al numero de equivalentes de la sustancia a analizar.

Valoración ácido – base Un equivalente_ gramo de cualquier ácido neutraliza a un equivalente-

gramo de cualquiera base. De una solución acida de concentración desconocida, es posible determinar su normalidad por titulación o valoración; es decir, midiendo el volumen de ella que ha hecho falta para neutralizar un volumen determinado de una disolución básica de concentración conocida. Para saber el punto donde se produce la neutralización, puede utilizarse un indicador ácido – base como fenolftaleína que pasa de incolora en solución acido a rosado pálido en solución básicas.

Procedimientos

A. Preparación de soluciones diluidas a partir de soluciones concentradas.

1. Preparación del acido sulfúrico diluido:

1.1.En un matraz aforado de 250 ml. Vertimos 60 ml de agua destilada.

1.2.De la bureta con ácido sulfúrico, dejamos caer dentro del matraz aforado, el volumen de ácido sulfúrico concentrado que calculamos en a parte IV-a. y agitamos.

1.3. Añadimos agua destilada hasta la línea de aforo. Y agitamos nuevamente.

2. Preparación de la solución de Hidróxido de Sodio diluido.

2.1.Medimos el volumen de NaOH concentrado que calculamos en la parte IV-b en un cilindro graduado de 50 ml. Y trasegamos a un matraz aforado de 250 ml.

2.2.Añadimos agua hasta la línea de aforo y agitamos.

B. Valoración de las soluciones preparadas (valoración acido-base).

1. Valoración de la base.

1.1.Tomamos la bureta de 50 ml, la curamos y llenamos con la solución de NaOH que preparamos anteriormente.

1.2.En un matraz erlenmeyer de 250 ml, dejamos caer, de la bureta que contiene ácido sulfúrico estándar 0,1 N, exactamente 15 ml. Agregamos 25 ml de agua destilada y dos o tres gotas de fenolftaleína.

1.3.Procedimos a la valoración, dejando caer desde la bureta, solución de NaOH dentro del matraz erlenmeyer, agitando este, continuamente en forma rotatoria. Seguimos añadiendo solución de NaOH hasta que la solución contenida en el matraz, cambie de incoloro a una débil coloración rosada persistente por algunos segundos.

1.4.Leímos y registramos correctamente, el volumen de NaOH añadido.

2. Valoración del ácido.

2.1.Realizamos el mismo procedimiento anterior, utilizando n lugar de la solución de ácido sulfúrico estándar, la solución de ácido sulfúrico que preparamos anteriormente.

Datos Experimentales

A. Calcule el volumen de ácido sulfúrico, de 96% (P/p) de pureza y 1,84 g/ml de densidad, necesario para preparar 250 ml. De solución 0,1 N.

Se calcula los ml de solución:

1,84 gr ----- 1 ml100 gr ----- Xml X=54,34 ml de solución.

Se busca el peso equivalente del H2SO4

Peq. H2SO4 = PM/NºH = 98/2 = 49gr. De H2SO4

1 Eq gr de H2SO4 ----- 49 gr. De H2SO4

X Eq gr de H2SO4 ----- 1000 ml de soluciónX= 1,95 Eq gr de H2SO4

Se calcula la Normalidad

1,95 Eq gr de H2SO4 ----- 54,34 ml de soluciónX Eq gr de H2SO4 ----- 1000 ml de solución X= 35,88 N

Se calcula el volumen de la solución a preparar

V1= N2xV2/N1 = 0,1 N x 250 ml/35,88 N≈ 0,70 ml de solución.

B. Calcule el volumen de hidróxido de sodio al 4% (P/V), necesario para preparar 250 ml, 0,1N.

Se busca el Eq. De NaOH en la solución a preparar

0,1 Eq gr de H2SO4 ----- 1000 ml de soluciónX Eq gr de H2SO4 ----- 250 ml de solución X= 0,025 Eq. NaOH

Se busca los gramos de NaOH

Peq. NaOH= PM/NºOH = 40/1 = 40 gr. De NaOH

1 Eq gr de NaOH----- 40 gr.0,025 gr de NaOH ----- X gr. X=1 gr de NaOH

Se calcula el volumen de solución a preparar

4 gr de NaOH ----- 100 ml de solución1 gr de NaOH ----- X ml de solución X= 25 ml de NaOH

C. Determine la molaridad (M) y el porcentaje en P/V de las soluciones diluidas preparadas en los puntos anteriores A y B.

Tabla de resultados

A. Con los datos obtenidos en la parteV-B-1 (Valoración de la base), determinar la normalidad de la solución de NaOH preparada.

1er intento V= 15,3 ml

NB= NA x VA/VB=0,1N x 15 ml/ 15,3 ml = 0,098 N

2do intento V= 15,7 ml

NB= NA x VA/VB=0,1N x 15 ml/ 15,7 ml = 0,095 N

B. Con los datos obtenidos en la parte V-B-2 (Valoración del ácido), determine la normalidad del ácido preparado.

C. ¿concuerdan sus resultados con lo esperado?

Sí, los resultados concuerdan con lo esperado, ya que en la valoración la coloración fue la esperada (rosado débil), y por lo tanto el volumen obtenido para el cálculo es el volumen necesario para que se produzca la neutralización.

Matraz VB(ml) VA(ml) NA(N) NB(N)1 15,3 ml 15 ml 0,1 N 0,098 N

2 15,7 ml 15 ml 0,1 N 0,095 N

Conclusión

En general los resultados fueron buenos, debido a que en la prueba se pudo obtener una concentración bastante cercana a la que se tenía como referencia.

Esto fue posible a que se añadió con sumo cuidado el NaOH contenido en la bureta, a una buena apreciación de los volúmenes de la base el acido, y a un movimiento constante en círculo del matraz donde estaba contenido el acido.

Un equivalente de un ácido neutraliza completa y precisamente equivalente de cualquier base

Se debe manipular con mucho cuidado y precisión la bureta puesto que una mínima cantidad de la solución contenida en esta podría, pasarse y no llegar a neutralizar la solución requerida

Bibliografía

Árabe, Aly (2002)“Laboratorio de química experimental”Ciudad Bolívar

http://es.wikipedia.org/wiki/equivalente_gramo .

http://es.wikipedia.org/wiki/soluci%C3%B3n_saturada .

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Introducción………………………………………………………………………………………………………………………………Fundamentación teórica……………………………………………………………………………………………………………Procedimientos……………………………………………………………………………………………………………………………Tabla de resultados………………………………………………………………………………………………………………………Conclusión…………………………………………………………………………………………………………………………………………Bibliografía………………………………………………………………………………………………………………………………………

Introducción

La entalpía es una magnitud de termodinámica simbolizada con la letra H, la variación de entalpia expresa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico, o lo que es lo mismo la cantidad de energía que tal sistema puede intercambiar con su entorno.

La entropía es la magnitud física que mide la parte de la energía que no puede utilizarse para producir trabajo. Es una función de estado de carácter extensivo y su valor, en un sistema aislado, crece en el transcurso de un proceso.

La mayoría de los procesos físicos y químicos que se dan en la naturaleza, ocurren por la interacción de estas dos fuerzas: entalpía y entropía.

Este informe tiene como finalidad demostrar y diferenciar los cambios de entalpía, entropía y de energía libre de gibbs; así como también determinar la espontaneidad de una reacción a través de los cambios de fase de un compuesto solido en sus puntos de fusión y solidificación.La simbología utilizada respectivamente es: entalpía ∆H, entropía ∆S y energía libre de gibbs ∆G.

Fundamentación teórica

La entalpía

La entalpía es la cantidad de energía de un sistema termodinámico que este puede intercambiar con su entorno. Por ejemplo, en una reacción química a presión constante, el cambio de entalpía del sistema es el calo absorbido o desprendido en la reacción. En un cambio de fase, por ejemplo de líquido a gas, el cambio de entalpía del sistema es el calor latente, en este caso el de vaporización. En un simple cambio de temperatura, el cambio de entalpía por cada grado de variación corresponde a la capacidad calorífica del sistema a presión constante. El termino de entalpía fue acuñado por el físico alemán Rudolf J.E clausius en 1850. Matemáticamente, la entalpía H es igual a U+PV donde U es la energía interna, P la presión y V el volumen. H se mide en JOULES.

Cuando un sistema pasa desde unas condiciones iniciales hasta otras finales, se mide el cambio de entalpía ∆H.

∆H=Hf-Hi

La entalpia recibe diferentes denominaciones según el proceso, como: Entalpía de reacción: el calor absorbido o desprendido durante una

reacción química, a presión constante. Entalpía de formación: es el calor necesario para formar un mol de

una sustancia, a presión constante y a partir de los elementos que la constituyen.

Entalpia de combustión: es el calor liberado, a presión constante, cuando se quema un mol de sustancia.

La entropía:

En termodinámica, la entropía (simbolizada como S) es una magnitud física que permite, mediante cálculo, determinar la parte de la energía que no puede utilizarse para producir trabajo. Es una función de estado de carácter extensivo y su valor, en un sistema aislado, crece en el transcurso de un proceso que se dé de forma natural.

Esta idea de desorden termodinámico fue plasmada mediante una función ideada por Rudolf Clausius a partir de un proceso cíclico reversible.

Las unidades de la entropía, en el Sistema Internacional, son el J/K (o Clausius), definido como la variación de entropía que experimenta un sistema cuando absorbe el calor de 1 Joules (unidad) a la temperatura de 1 Kelvin.

Energía libre de gibbs:

la energía libre de Gibbs o entropía libre es un potencial termodinámico, es decir, una función de estado extensiva con unidades de energía, que da la condición de equilibrio y de espontaneidad para una reacción química (a presión y temperatura constantes).

La segunda ley de la termodinámica postula que una reacción química espontánea hace que la entropía del universo aumente.

Calculo de la energía libre de gibbs.

Los cambios en la energía libre∆G=∆H-T∆S, donde:

∆H contenido de calor; T es la temperatura y ∆S es la entropía del sistema. Fue desarrollada en el años 1870 por el físico-matemático estadounidense williard gibbs.

Cambio de energía libre estándar.

Es el cambio de energía en una reacción a condiciones estándares. En esta reacción los reactivos en su estado estándar se convierten en productos en su estado estándar.

Así como en el cálculo de la entalpía, en la energía libre estándar de formación para cualquier elemento en su forma estable (1 atm y 25ºC) es 0.

Significado de ∆G.

La condición de equilibrio es ∆G=0 La condición de espontaneidad es ∆G ‹ 0 El proceso no es espontáneo cuando: ∆G › 0

Procedimientos

1. En el vaso de precipitado de 250 ml se colocó agua destilada y se puso a calentar. Hasta su ebullición.

2. En el tubo de ensayo se encontraba el sólido y el termómetro dentro de los cristales sólidos.

3. Con las pinzas se tomó el vaso de precipitado y se colocó debajo del tubo de ensayo. Hasta que se fundió el solido.

4. Se retiro el vaso de precipitado y se comenzó a medir la temperatura cada 30 Seg hasta 600 Seg y hasta después del punto de solidificación.

Tabla de resultados y gráfico.

Conclusión

En términos generales en todo proceso donde esta involucrada la temperatura y los procesos de cambio de fase, van a estar presentes la ∆H, ∆S y ∆G.

T(ºC) T(seg)72 065 3059 6055 9054 12053 15053 18053 21052 24051 27051 30051 33051 36050 39050 42050 45049 48049 51048 54044 57043 600

La energía libre de gibbs va a ser espontanea si resulta ser negativa, y si resulta positiva no será espontanea.

En algunos casos estas fuerzas trabajan juntas, pero en otros casos oponen una a la otra.

El estado donde ∆G=0 se denomina equilibrio y es el resultado donde las reacciones directa y reversa ocurren a la misma tasa y por lo tanto no modifican el resultado neto de la reacción.

Bibliografía

Árabe, Aly (2002)“Laboratorio de química experimental”Ciudad Bolívar

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Introducción………………………………………………………………………………………………………………………………Fundamentación teórica……………………………………………………………………………………………………………Procedimientos……………………………………………………………………………………………………………………………Datos experimentales…………………………………………………………………………………………………………………Conclusión…………………………………………………………………………………………………………………………………………Bibliografía………………………………………………………………………………………………………………………………………

Introducción

Un equivalente es la unidad de masa que representa a la mínima cantidad que puede reaccionar por esto hay distintos tipos de equivalentes, según el tipo de reacción en el que interviene la sustancia formadora.

El peso equivalente es el peso molecular de la sustancia dividido entre el número de protones (si es un ácido), el número de hidroxilos (si es una base), el número de ligados (si es una especie formadora de complejos), o el numero de electrones que intercambia (si es un par redox).

Fundamentación teórica

Equivalente.

Es la unidad de masa que representa a la mínima unidad que puede reaccionar. Por esto hay distintos tipos de equivalentes, según el tipo de reacción en el que interviene la sustancia formadora.

Tipos de equivalentes.

Equivalente ácido-base: cuando una sustancia reacciona como ácido o como base, un equivalente (Eq) es igual al peso molecular (Pm), dividido por la cantidad de protones (si es un ácido) o hidroxilos (si es una base) que libera (n).

Nequiv.= mxn y Eq = Pm/n

Equivalente redox: cuando una sustancia reacciona como un reductor o como oxidante, un equivalente es igual al peso molecular, dividido por la cantidad de electrones intercambiados (ne-).De esta forma, el número de equivalentes puede representarse como los moles (m), multiplicados por los electrones:

Nequiv.= mxne- y Eq = Pm/ne-

Peso equivalente

Para un elemento o compuesto, su valor depende del tipo de reacción donde intervenga.

- Para un elemento en general, 1eq= masa atómica/valencia.- Para un ácido, el equivalente gramo es la cantidad en gramos que

produce un mol de H+.- Para una base, el equivalente gramo es la cantidad engramo que

produce un mol de OH-.- En las reacciones de oxidación-reducción, el equivalente gramo es la

cantidad de sustancia que consume un mol de electrones.

Suele ser una medida de cantidad de sustancia muy utilizada en cálculos o reacciones de transferencia de protones o electrones. Por ello, también se puede definir como:

El equivalente-gramo de una sustancia es la cantidad en gramos de la misma que cede o acepta un mol de protones (en las reacciones ácido-base) o que gana o pierde un mol de electrones (en las reacciones redox).

En las reacciones, se cumple que cualquier pareja de sustancias reaccionan en la proporción 1eq:1eq.

Procedimientos

1. Recibimos del instructor, una muestra de Mg, previamente pesada.2. Instalamos el equipo.3. Seguimos las instrucciones del profesor, llenamos la cacerola hasta las

¾.4. Colocamos en la fiola 35 ml de HCL 0,25Ny dispusimos adecuadamente

la cinta metálica en el soporte.5. Cerramos herméticamente la fiola, la inclinamos para que la cinta

metálica cayera dentro de la solución de HCL.6. Leímos el volumen de agua desalojada por el H2 en el cilindro. Este

volumen representaba el volumen de hidrogeno formado en la reacción correspondiente.

7. Medimos la altura que existe entre la superficie del agua en el cilindro, y la superficie del agua en la cacerola, esta altura representa la presión del agua, la expresamos en mm, y la multiplicamos por el factor 0,07355 para obtener en mm de Hg.

8. Obtuvimos los valores de presión atmosférica, temperatura y presión de vapor de agua.

9. Con los datos anteriores, determinamos el peso equivalente del metal correspondiente.

Datos experimentales

Masa de la cinta Mg= 0,05grPatm= 756mmHg.PV.agua= A 25ºC = 23,756 mmHg.R=0,082 atm . L/ºK . Mol

T= 25 ºC

Mg(s) + 2 H+(ac)Mg+2 + H2(g)

Datos obtenidos en el experimento.

Volumen de H2= 56mlColumna de agua= 10,5 cm x 10 mm/1 cm= 105 mm

Presión de la columna de agua

Pcol. (Agua)=105 mm x 0,07355= 7,722 mmHg.

Ecuaciones:

Presión del hidrógeno húmedo.P (H2) (g)H= Patm - Pcol. (Agua)

P (H2) (g) H= 756 mmHg – 7,722 mmHgP (H2) (g)H= 748,278 mmHg.

Presión del hidrógeno seco.P (H2) S= P (H2) (g)H - PV.agua

P (H2) S= 748,278 mmHg - 23,756 mmHgP (H2) S= 724,522 mmHg.

Se hacen la transformaciones necesarias para obtener las unidades que correspondes: ºC a ºK, mmHg a Atm y de ml a L.

25ºC a ºK T=25+273= 298 ºK

V= 56ml x 1L/1000 ml= 0,056L

724,522 mmHg a atm.

1 atm 760 mmHg X 724,522 mmHgX= 0,953 atm.

Con la ecuación de los gases se encuentran el número de moles “n”:

PV=nRT n= PV/RT

P: presión de hidrógeno seco.

V: volumen de H2 obtenido en el experimento.T: temperatura ambiente a la cual se realizo el experimento.R: constante universal de los gases.

n= 0.953 atm x 0,056 L=2,14x10-3 mol H2

0,082 atm. l/ºK. Mol x 298 ºK

Mg(s) + 2 H+(ac)Mg+2 + H2(g)

2 moles de cargas (+) 1 mol de H2

X 2,14x10 -3 mol H2

X= 4,28x10-3 Eq.

Sabiendo que el número de equivalentes de hidrógeno es igual al número de equivalentes de Mg y conociendo la masa inicial de la cinta (0,05gr), se puede calcular el peso equivalente.

Peq= gr = 0,05 = 11,7 Eq-gr. Eq 4,28x10-3

Peso equivalente de un elemento puro

Mg= Pm = 24,3 = 12,5 Eq-gr. Valencia 2

Ahora el error experimental, el cual es la diferencia existente entre valor experimental (Ve) y el valor real (Vr), el cual es 12,15 Eq-gr del magnesio (Mg).

Error absoluto= | Ve - Vr |Error absoluto= | 11,7 - 12,15|Error absoluto= 0,45Porcentaje del error= | Ve - Vr |/Vrx 100

%= 0,45 x 100 = 3,7% 12,15

Preguntas:

1. ¿a que metales se les puede determinar el peso equivalente por el método propuesto en la práctica?

A los que entran en reacción con una sustancia (en este caso el HCL) produzcan un gas (como el H2), cuyo volumen pueda ser leído y analizado como en el caso anterior.

Conclusión

El experimento realizado determino el peso equivalente del magnesio resultando un valor experimental de 11,7 Eq-gr (con ambas técnicas utilizadas para determinar el peso equivalente del magnesio fue muy parecido), siendo el valor real de 12,15 Eq-gr, resultando un error porcentual de 3,7%. Este error es debido a pequeños fallos de cálculo que nunca son exactos, como por ejemplo el volumen del gas de hidrógeno, la temperatura, la presión atmosférica a la cual fue sometido el experimento en ese instante, entre otros factores.

Bibliografía

ARABE, ALY (2002)“laboratorio de química experimental”Ciudad bolívar.

Raymond chang, química. Cuarta edición. http://es.wikipedia.org/wiki/equivalente http://es.wikipedia.org/wiki/equivalente-gramo

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Índice

Introducción………………………………………………………………………………………………………………………………Fundamentación teórica……………………………………………………………………………………………………………Procedimientos……………………………………………………………………………………………………………………………Datos experimentales…………………………………………………………………………………………………………………Conclusión…………………………………………………………………………………………………………………………………………Bibliografía………………………………………………………………………………………………………………………………………

Introducción

Una solución es una mezcla homogénea constituida por un soluto (sustancia que se disuelve) y un solvente (sustancia que disuelve). Dependiendo de la cantidad de soluto contenida en el solvente (concentración) pueden distinguirse tres tipos de soluciones: diluidas, concentradas y sobresaturada.

Para determinar la concentración de una solución pueden aplicarse formulas algebraicas sencillas con solo conocer las cantidades de las sustancias que las compones; o experimentalmente, mediante la técnica de la valoración, con la cual conociendo la concentración y el volumen de una solución determinada, y el volumen necesario de otra para que ocurra la neutralización, se puede calcular su concentración.

Durante este proceso, ocurre una reacción química en la que aumenta el n° de oxidación de una sustancia, se dice que la sustancia se ha oxidado, en el caso contrario, se dice que se ha reducido; de esta forma. Se habla de una reacción Redox (oxido – reducción), en la que el n° de electrones cedidos es igual al n° de electrones captados.

En esta práctica se procederá a realizar una valoración redox, a partir de la preparación de una solución de permanganato de potasio (oxidante), que se hará reaccionar con una solución de oxalato de sodio (reductor), ala cual previamente se le ha determinado su normalidad. Con la coloración se determinara la concentración exacta de la solución preparada, ya que la pesada del soluto solido fue aproximada y la concentración calculada en base a la pesada, resulta también aproximada

Fundamentación teórica

Reacciones Redox

Las reacciones de reducción-oxidación (también conocidas como reacciones redox) son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicos, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente).

Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte:

El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir; oxidándose.

El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir; reducido.

Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando un elemento químico capta electrones del medio se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor reducido.

La Oxidación

Es una reacción química muy poderosa donde un compuesto cede electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación.

Se debe tener en cuenta que en realidad una oxidación o una reducción es un proceso por el cual cambia el estado de oxidación de un compuesto. Este cambio no significa necesariamente un intercambio de electrones. Suponer esto -que es un error común- implica que todos los compuestos formados mediante un proceso redox son iónicos, puesto que es en éstos compuestos donde sí se da un enlace iónico, producto de la transferencia de electrones.

Reducción

En química, reducción es el proceso electroquímico por el cual un átomo o ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación.

Cuando un ion o un átomo se reduce: Gana electrones. Actúa como agente oxidante. Es reducido por un agente reductor. Disminuye su estado o número de oxidación.

Numero de Oxidación.

La cuantificación de un elemento químico puede efectuarse mediante su número de oxidación. Durante el proceso, el número de oxidación del elemento; aumenta. En cambio, durante la reducción, el número de oxidación de la especie que se reduce, disminuye. El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un enlace determinado.

El número de oxidación:

Aumenta si el átomo pierde electrones (el elemento químico que se oxida), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos.

Disminuye cuando el átomo gana electrones (el elemento químico que se reduce), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a cederlos.

Reglas para asignar el número de oxidación El número de oxidación de un elemento sin combinar es cero. El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1, excepto en los

hidruros, donde su número de oxidación es –1. El número de oxidación del oxígeno combinado es –2, excepto en los

peróxidos, donde su número de oxidación es –1. El número de oxidación en los elementos metálicos, cuando están

combinados es siempre positivo y numéricamente igual a la carga del ion.

El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus respectivas sales es –1, en cambio el número de oxidación del azufre en su hidrácido y respectivas sales es –2.

El número de oxidación de una molécula es cero.

Soluto

Se llama soluto a la sustancia minoritaria (aunque existen excepciones) en una disolución o, en general, a la sustancia de interés. Es una sustancia disuelta en un determinado disolvente.

Lo más habitual es que se trate de un sólido que es contenido en una solución líquida (sin que se forme una segunda fase)

La solubilidad de un compuesto químico depende en gran medida de su polaridad. En general, los compuestos iónicos y moleculares polares son solubles en disolventespolares como el agua o el etanol; y los compuestos moleculares apolares en disolventes apolares como el hexano, el éter o el tetra cloruro de carbono

También se le conoce como la sustancia que se disuelve. Se podría decir que el soluto es lo mismo que la solución

Procedimientos

A. Preparación de una solución a partir de un soluto solido.

1. Se pesó el vidrio de reloj, previamente tarado (pesado), alrededor de 0,79 gr de permanganato de potasio (KMnO4).

2. Se transfirió los cristales de permanganato de potasio a un matraz de aforo de 250 ml, Con la ayuda de la pizeta, recibiendo en un embudo de tallo corto colocado en la boca del matraz.

3. Se lavó las paredes internas y el pico del embudo con el solvente (agua), usando una pizeta y, recibiendo el agua de lavado en el interior de matraz.

4. Se agrego el solvente aproximadamente hasta la mitad de la capacidad del matraz, se agitó rotatoriamente por unos minutos, hasta su dilución total del soluto y, luego, se completo con agua hasta la línea de aforo y se agitó hasta ser homogénea.

5. Calcular la N, M y el % p/v de la solución preparada P.M KMnO4: 158 gr / ml.

B. Valoración redox

1. Se dispuso en el laboratorio una bureta preparada con solución de oxalato de sodio 0,1N. en una fiola dejamos caer exactamente 15 ml. De la solución estándar de oxalato de sodio, se agregó 20 ml de agua destilada y 5 ml d acido sulfúrico 5 N.

2. Se instalo la bureta en un equipo y se lleno con la solución de permanganato de sodio preparada. antes de llenar la bureta se curo. (2 veces con 10 ml de la solución de permanganato de sodio).

3. Se introdujo la fiola en baño de maría a 60 °C durante 4 minutos 4. Se procedió a la valoración, dejando caer desde la bureta, solución de

permanganato de potasio dentro de la fiola y se agito, se continúo la adición hasta la aparición de la más débil coloración rosada que se percibió por algunos segundos.

5. Se observó cuidadosamente el volumen de solución de permanganato de potasio y se anotó.

6. Se repitió la valoración 2 veces y al final con los datos obtenido, se determino la normalidad de la solución de permanganato de potasio.

7. a) determine la masa verdadera de la muestra de permanganato de potasio, utilizado para preparar la solución y b) determinar el % de error relativo de la pesada.

Datos experimentales

a. N;M; % P/V de la solución preparada, basándose en la pesada aproximada que Ud. Realizó.

La N se calcula así:

N= equivalente gramo lts d solución

El peso equivalente se calcula así

Peso equivalente =la masa molar Numero d oxidación

PE = Mm KMnO4

Nº de oxidación

PE KMnO4 = 158 = 31,6 g/Eq

5

Eq g = g = 0.8 g = 0,025 Eq. P.E 31,6g/Eq

N = 0,025 Eq = 0,1 Eq/L

0,25 L

Para hallar Molaridad

M= moles d Sto. V (L) sol.

1 mol ------- 158 g KMnO4 X ------- 0,8 g KMnO4

X = 0,005 mol

M = 0,005 mol 0,25 L

M = 0,02 mol/L

Para hallar el porcentaje masa volumen

% P/V = masa Sto. = 0,8 g x 100 % = 0,32 g/mlV (L) sol.250 ml

b. La concentración Normal de la solución de permanganato de potasio, determinada en la titulación.

N1xV1=N2xV2

N2= N1xV1

V2

N2= 0,1N x15 ml 13,1 ml

N2= 0,11 N

c. La masa verdadera de la muestra de permanganato de potasio, determinada en la titulación.

Eq-g = g despejamos los gramos de la fórmula P.E

g= Eq-g x P.E g= 0,025Eq x 31,6g/Eq

g= 0, 79 g

d. El porcentaje de error relativo de su pesada.

ER = Valor observado – Valor obtenido x 100 %Valor observado

ER=0,8−0,790,8

x 100

ER=1%

C onclusión

Estas valoraciones están basadas en una reacción de redox entre un agente oxidante y un agente reductor. El agente oxidante (o el agente reductor) se añade en la bureta previamente lavada con el mismo agente oxidante. El reductor (o el agente oxidante) se añade en el matraz erlenmeyer, previamente lavado con agua destilada. Como en una valoración ácido-base, la solución estándar es la que se coloca a menudo en el matraz, y la solución cuya concentración debe ser determinada se coloca en la bureta. El procedimiento para realizar las valoraciones redox es similar al requerido para realizar las valoraciones ácido-base.

La mayoría de las veces se utiliza un el potenciómetro o un indicador redox para determinar el punto final de la valoración. Por ejemplo, cuando uno de los componentes de la valoración es el agente oxidantedicromato de potasio, el cambio de color de la solución de naranja a verde no es definido y se utiliza un indicador como la difenilamina. El análisis de vinos para determinar su contenido de dióxido de azufre requiere el empleo de yodo como un agente oxidante. En este caso, se utiliza almidón como indicador; un complejo de almidón-yodo azul se forma en el momento en que un exceso de yodo está presente, señalando así el punto final de la valoración.

Por otro lado, algunas valoraciones redox no requieren un indicador, debido al color intenso de alguno de los componentes. Por ejemplo, en una valoración donde está presente el agente oxidante permanganato de potasio, un color rosado que persiste señala el punto final de la valoración, y por lo tanto no se requiere ningún indicador particular

Bibliografía

Árabe, Aly (2002)“Laboratorio de química experimental”Ciudad Bolívar

HTTP://es.wikipedia.org/wiki/reduccion%C3B3n.oxidaci %C3%Bn#reducci.C3.B3n.

http://es.wikipedia.org/wiki/Soluto .

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Introducción………………………………………………………………………………………………………………………………Fundamentación teórica……………………………………………………………………………………………………………Procedimientos……………………………………………………………………………………………………………………………Tabla de resultados y grafico…………………………………………………………………………………………………Conclusión…………………………………………………………………………………………………………………………………………Bibliografía………………………………………………………………………………………………………………………………………

Introducción

En condiciones normales las reacciones óxido-reducción ocurre cuando el agente oxidante esta en contacto con el agente reductor. Pero cuando los agentes se separan físicamente y se coloca un medo conductor externo, se da una celda galvánica. Las celdas galvánicas o voltaicas, consisten en celdas que producen una corriente eléctrica por medio de una reacción electroquímica espontánea, cuando a los agentes oxidantes y reductores se encuentran separados por un puente salino, y el flujo electrónico necesario para la reacción se da por medio de un conductor externo. Por definición el electrodo en el cual ocurre la oxidación se llama ánodo y donde ocurre la reducción cátodo.

El hecho de que los electrones fluyan de un electrodo a otro indica que existe una diferencia de potencial entre los dos electrodos. Esta diferencia de potencial entre los electrodos se llama fuerza electromotriz o fem, puede medirse conectando un voltímetro entre los dos electrodos. Además la diferencia de potencial no depende solamente de la fem de la celda sino también de la concentración de los iones y la temperatura.

Fundamentación teórica

Una celda galvánica es un dispositivo en el cual se transforma energía química, en energía eléctrica. La energía química la proporciona una reacción de óxido-reducción, en la que la transferencia d electrones se produce a través de un alambre, en lugar de por contacto directo entre el agente oxidante y el agente reductor.

La celda galvánica esta conformada por dos medias-celdas. En el electrodo negativo, ocurre la oxidación, en el electrodo positivo la reducción. Las dos medias-celdas, pueden ser construidas empleando vasos de precipitado, y en las soluciones en ellos contenidos, introducen los extremos de un “puente salino” que es el tubo que contiene una solución concentrada de un electrolito, tal como el KCL, NH4, NO3.

Procedimientos

1. Cela galvánica Nº 1: Mg(s)/Mg2+ (0,5M)//Cu2+ (0,5M)/Cu(s).

a. Vertimos 0,5 M de solución de nitrato de cobre en un vaso de 100ml., hasta alcanzar la mitad de su volumen. Introducimos en la solución una cinta limpia de Cu y la conectamos, por medio de un alambre, al terminal positivo del voltímetro.

b. Empleando otro vaso, realizamos la operación anterior con solución de 0,5 M de nitrato de magnesio, en una cinta de Mg y la conectamos al polo negativo del voltímetro.

c. Anotamos el voltaje indicado en el voltímetro.d. Preparamos un puente salino y llenamos el tubo en “U” con una

solución de NH4NO3, empleando para ello el gotero. Cerramos los extremos con algodón.

e. Introducimos los extremos del puente salino en los vasos con las soluciones de Cu2+ y Mg2+. Anotamos el voltaje indicado por el voltímetro.

Tabla de resultados

Celda Voltaje Sin el puente 0 V

Con el puente 1 V

Cuando medimos los voltajes de la celda sin el puente salino, fue de 0 V, debido a que los electrones no pudieron fluir entre los vasos de precipitado, una vez que introducimos el puente salino, volvimos a medir el voltaje y fue de 1 V, pues los electrones pudieron fluir a través del puente, permitiendo la continuidad de las cargas.

El voltaje obtenido experimentalmente fue muy distinto al voltaje teórico que se pedía en la celda (2,74V), esto se debe a las veces que pudieron ser utilizados los nitratos y la antigüedad, variando así mucho su concentración.

Conclusión

Ya culminada la práctica se puede decir, que las tiras de magnesio y cobre, dentro de las disoluciones de nitrato de magnesio y nitrato de cobre respectivamente, actúan como electrodos. El puente salino (Solución de NH4NO3) permite a los electrones fluir entre los vasos de precipitado sin que se mezclen las disoluciones. Cuando el circuito entre los dos sistemas se completa, la reacción genera una corriente eléctrica. Sin el puente salino, no existe conexión alguna entre los vasos de precipitado y sus soluciones, sin posibilidad de que los electrones fluyan entre ellos, por ende no se genera voltaje alguno.

Todos los cambios químicos implican una reagrupación o reajuste de los electrones en las sustancias que reaccionan; por eso puede decirse que dichos cambios son de carácter eléctrico.

También se puede decir que el puente salino, nos evita la polaridad de las cargas en la reacción, no permite el flujo de iones, así mismo nos permite la continuidad entre las cargas.

Bibliografía

Árabe, Aly (2002)“Laboratorio de química experimental”Ciudad Bolívar.

Química analítica cuantitativa.Vogel, A.Volumen I.

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Introducción

Una solución buffer o tampón o amortiguadora es una mezcla de un ácido débil y una base débil, la cual se puede obtener mezclando un ácido débil con una de sus sales correspondientes, “tampón ácido”, puesto que el anión del ácido es una base débil. También se puede preparar la solución amortiguadora mezclando una base débil con una de sus sales correspondientes “tampón básico”. El ácido débil reacciona con cual quien cantidad de OH- agregado, mientras que el papel de la base débil es consumir el H+ que pueda haberse introducido. Esto impide que se perturbe en mayor grado el equilibrio:

H2O H+ + OH- y del cual dependa el PH mayor de la solución.

El efecto amortiguador de estas soluciones se presenta cuando se les agrega pequeñas cantidades de ácidos fuertes o bases fuertes. El responsable de este efecto es una o más reacciones que ocurren dentro del sistema y en las cuales se consume casi totalmente el ácido o base agregados. Esta reacción puede determinarse fácilmente sobre la base del equilibrio que predomina en el sistema aplicando el teorema de Chatelier y teniendo en cuenta que siempre que un ácido esta en presencia de dos bases reacciona con aquella que produzca la sustancia más estable o que posee la menor constante de disociación y lo mismo puede decirse si se trata de una base en presencia de dos ácidos.

Fundamentación teórica

Las Soluciones Amortiguadoras, llamadas también Tampón o Buffer, formadas por un ácido débil y su base conjugada, se caracterizan por que la adición de pequeñas cantidades de ácido o base, ejercen efecto sobre su pH.  Estas soluciones se pueden preparar mezclando:

Ácido débil y sal de la base conjugada                 (HCN/NaCN)Base débil y sal de ácido débil                             (NH3 /NH4 Cl)Ácido débil y base fuerte                                     (HAc/NaOH)Base débil y ácido fuerte                                      (NaAc/HCl)

De manera que la concentración del ácido débil y su base conjugada en la solución resultante, sean aproximadamente iguales.

Al añadir una base a la solución amortiguadora, reacciona con el ácido débil, mientras que la base conjugada reacciona con el ácido.  Así, las cantidades de OH-  y de  H3O+  agregadas son anuladas por la solución tampón.

Para calcular el pH de la mencionada solución tampón, debemos considerar que el equilibrio que se establece es:

H2 PO4-  +  H2O    =     H3O+   +  HPO4

 =

la constante de ionización del H2 PO4 -  es:

Ka = 6,23x10-8     =      [H3O+] [HPO4

=]  /  [H2PO4 -]de donde:   [ H3O+]  = Ka [H2PO4

-] /  [HPO4=]

Experimentalmente podemos medir el pH de una solución, utilizando papel indicador, indicadores ácido-base adecuados o bien un pH-metro.

Para comprobar las características de una solución amortiguadora, se utiliza las variaciones de color de un indicador ácido-base adecuado (Azul de Bromotimol), el cual al ser agregado a la solución amortiguadora, no varía de color por efecto de la adición de pequeñas cantidades de ácidos o bases, en cambio, sí virará de color en el agua pura al adicionarle ácido o base.

INTERVALO DE VIRAJE Y CAMBIO DE COLOR DEL INDICADOR:  ESCALA DE pH

1         2         3         4         5         6         7         8         9         10         11         12         13 Amarillo                       verde                        azul

Procedimientos

1. Preparación de una Solución Amortiguadora:

a. En un vaso precipitado de 100 ml agregamos 10 ml de solución de H3PO4 0,22 M y 10 ml de solución de NaOH 0,32 M. Mezclamos bien y calculamos el pH de la solución preparada (recordando que cuando dos soluciones se mezclan, ambas se diluyen).

2. Determinación del pH.

a. Colocamos en una gradilla 6 tubos de ensayos de 20 ml de capacidad, limpios y secos. Los enumeramos de 1 a 6.

b. En los tres primeros tubos de ensayos, agregamos 5 ml de agua destilada y en los tres restantes 5 ml de solución amortiguadora.

c. Vertimos con el frasco gotero, 2 o 3 gotas del indicador (Azul de Bromotimol), en los 6 tubos de ensayos. Calculamos los pH e indicamos el color del indicado. Anotamos los resultados en la tabla Nº 1.

d. Por último agregamos a los tubos 2 y 5, 2,5 ml de HCL 0,01 N, y en los tubos 3 y 6, 2,5 ml de solución NaOH 0,01N. Mezclamos bien y calculamos el pH resultante en los tubos 2, 5, 3 y 6. Anotamos sus resultados en las tablas II-A y II-B.

Tabla de resultados

Preparación de una Solución Amortiguadora

H3PO4 0,22 M (10 ml) NaOH 0,32 M (10ml) Ph

Determinación del pH

Tabla Nº 1.

Tubo Nº pH Color del indicador1 Ácido Amarillo2 Ácido Amarillo3 Ácido Amarillo4 Neutro Verde5 Neutro Verde6 Neutro Verde

Tabla Nº II-A

Variación del pH al agregar HCL.

Tubo N° Antes de agregar HCLpH calculo. color

Después de agregar HClpH calculado. color

2 Ácido Amarillo Neutro Verde

5 Neutro Verde Neutro Verde

Tabla II-B

Variación de pH al agregar NaOH

Tubo N° Antes de agregar NaOH

pH calculo. Color

Después de agregar NaOH

pH calculado. Color

3 Ácido Amarillo Base Azul

6 Neutro Verde Neutro Verde

Conclusión

Al preparar las soluciones amortiguadoras logramos determinar que el pH de las soluciones aunque se le agregue alguna otra solución; el pH de la solución amortiguadora se va a mantener en la zona útil.

Cuando la sustancia que se agrega a la solución amortiguadora es agua destilada el cambio de PH va a ser mínimo.

Al preparar una solución cualquiera los errores siempre van a estar presentes los cuales debemos tratar de corregirlos.

Las soluciones amortiguadoras cumplen un papel importante en cualquier reacción biológica ya que no permiten un cambio brusco de pH y logran mantener las soluciones en un lugar donde el pH sea óptimo para estas.

Bibliografía

Árabe, Aly (2002)“Laboratorio de química experimental”Ciudad Bolívar.

http://es.wikipedia.org/wiki/Análisis_volumétrico http://es.wikipedia.org/wiki/Valoración_redox

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Introducción

El método ideal para la determinación de la presencio de un cierto en una solución, consiste en utilizar reactivos específicos de dicho ion, ello implica disponer de cierta cantidad de reactivos, uno para cada ion, lo que es bastante difícil de lograr. Con el fin de utilizar el mínimo número de reactivos y que además no se produzcan interferencia, se han desarrollado las llamadas Marchas analíticas, ya sea de aniones o cationes. La marcha Analítica de cationes mas empleada, es la desarrollada por Busen, en la cual se clasifican los cationes de cinco grupos, los cuales precipitan los cationes correspondiente en forma específica, es decir, el reactivos de cada grupo precipita los cationes correspondientes a dicho grupo, pero los cationes de los demás grupos quedan en solución.

Los reactivos de grupo, se agregan en forma sucesiva, separando cada precipitado antes de agregar a la solución sobre nadante, la reactiva correspondiente al grupo siguiente, es así como al finalizar la separación de cada uno de los grupos, dispondremos de cuatros precipitados (de los cuatros primeros grupos), y una solución con el grupo V, siempre y cuando en la solución original hubiere todos los cationes de los grupos. Es entonces cuando se puede determinar la presencia de los elementos que componen cada grupo, empleando reactivos específicos sobre cada precipitado.

En esta práctica se procederá a realizar la marcha analítica de cationes del grupo I, para el reconocimiento de los tres cationes que lo conforman: Ag+, Hg2+ y Pb2+, según la coloración de las soluciones.

Fundamentación teórica

La marcha analítica es un proceso técnico y sistemático de identificación de iones inorgánicos en una disolución mediante la formación de complejos o sales de color único y característico.

Una secuencia de reactivos es más o menos selectivo si se produce con más o menos problemas. Un reactivo es específico (más selectivo) cuando reacciona con muy pocos cationes y aniones. Se van a llamar reactivos generales (menos específicos) cuando reaccionan con muchos cationes y aniones. Se puede cambiar la selectividad de un reactivo por tres diferentes métodos:

- Por variación del pH: Ej. El H2S es un reactivo general que a pH neutro o básico origina precipitados con casi todos los cationes del Sistema Periódico; sin embargo, a pH ácido se produce un efecto ión común, disminuye la concentración del anión S2- y sólo precipitan a pH ácido los sulfuros más insolubles, que son los sulfuros de los denominados Grupos I y II de la marcha analítica.- Por cambio del estado de oxidación: Ej. el catión Ni2+ origina un compuesto coloreado de color rosado con dimetilglioxima, pero si

tenemos en el medio Fe2+ con dimetilglioxima genera un color rosado rojizo; sin embargo, si añadimos H2O2 el Fe2+ pasa a Fe3+, el cual no reacciona con la dimetilglioxima y podemos detectar el níquel.- Enmascaramiento de cationes: Ej. El Cu2+ y Cd2+ son dos cationes muy semejantes; sin embargo, se pueden identificar. Si añadimos H2S precipitan CuS (negro) y CdS (amarillo). Al problema que contiene se le añade KCN, formando Cu(CN)4

2- y Cd(CN)42-, ambos incoloros. Si

añadimos H2S entonces el Cu(CN)42- no reacciona, ya que es muy

estable; sin embargo, el Cd(CN)42- es menos estable, reacciona con el

H2S y origina CdS (amarillo).

Análisis Cuantitativo: Marcha analítica.

El análisis cuantitativo es un método para identificar una sustancia desconocida pasando muestras de la misma par una serie de análisis química. La marcha analítica se basa en reacciones químicas conocidas, de forma que cada producto químico añadido analiza un catión especifico. Si se produce la reacción prevista, significa que el catión esta presente. Si no se produce, el analista pasa al siguiente Catión.

Ion:

Partícula que se forma cuando un átomo neutro o un grupo de átomos ganan o pierden uno o más electrones. Un átomo que pierde un electrón forma un ion de carga positiva, llamado catión; un átomo que se gana un electrón forma un ion de carga negativa, llamado anión. Los átomos pueden transformarse en iones por radiación de ondas electromagnéticas con la suficiente energía. Este tipo de radiación recibe el nombre de radiación de ionización.

Solubilidad

Es la cantidad de esa sustancia contenida en cien gramos de disolvente, a una temperatura y presión dadas una disolución esta saturada a una determinada presión y temperatura cuando contiene disuelta la máxima cantidad de soluto posible a esa temperatura.

La concentración de soluto correspondiente a su disolución saturada expresa el grado de solubilidad de la sustancia en un disolvente determinado y a una temperatura dad.

En general, la solubilidad de las sustancias solidas en agua aumenta con la temperatura.

Los gases se disuelven en los líquidos en una proporción que depende de la naturaleza de ambos.las disoluciones de gases obedecen la ley de Henry, según la cual, a una temperatura dada, la masa de gas disuelto en una cantidad determinada de liquido es proporcional a la presión que el gas ejerce sobre la superficie del mismo. Salvo excepciones, la solubilidad de los gases en agua disminuye al aumentar la temperatura.

Factores que afecta la solubilidad de una sustancia:

Entre los más importante podemos citar:- La temperatura: En general, al aumentar la temperatura, aumenta la

solubilidad. Este efecto puede ser grande o pequeño, dependiendo de la sustancia, por ello, cuando un precipitado se filtra en caliente, se logra que este sea mas puro.

- El solvente: La solubilidad de la mayoría de los compuestos inorgánicos; disminuye cuando se agrega a la solución acuoso, un solvente orgánico, tal como un alcohol (metanol, etanol, etc)

- El pH: La solubilidad de la mayoría de los precipitados se ve afectada por la concentración de los iones hidrogeno, e hidroxilo del solvente. Se puede distinguir dos efectos: el primero es el efecto del ion común, cuando el ion H o el OH forma parte del precipitado; el segundo, en caso de un complejo, resulta de las consecuencias de la reacción de formación de un complejo entre uno de los iones que precipita y el H o el OH

Marcha analítica de cationes más comunes

- Grupo I:

Se toma la muestra problema y se añade HCl 2N. Con este reactivo precipitan los cationes del Grupo I: AgCl, PbCl2 y Hg2Cl2. Sobre el mismo embudo se añade agua de ebullición, quedando en el papel de filtro el AgCl y el Hg2Cl2; el Pb2+ se puede identificar añadiendo KI, que origina un precipitado de PbI2 que se disuelve en caliente, que sirve para identificarlo mediante la llamada lluvia de oro.

Sobre el mismo papel de filtro se añade NH3 2N. En el papel de filtro si existe Hg2

2+ y se forma una mancha blanca, gris o negro, que es una mezcla de HgClNH2 y Hg0. En la disolución se forman Ag(NH3)2

+, que se puede identificar con KI dando un precipitado de AgI amarillo claro

- Grupo III:

A la disolución que contiene los cationes del Grupo III y siguientes le añadimos NH3 y NH4Cl, precipitando los cationes del Grupo IIIA: Fe(OH)3 (rojo), Al(OH)3 (blanco), Cr(OH)3 (verde), pero no precipitan los del Grupo III y siguientes.

Para identificar los cationes del Grupo IIIA se añade NaOH y H2O2, de tal forma que el Fe(OH)3 no se disuelve, pero el resto dan AlO2

-, CrO2- (aunque con

el H2O2 da CrO42-). Para reconocer el hierro se disuelve ese precipitado en HCl y

se divide en dos posiciones: a una de ellas se le añade KSCN (si existe hierro se origina un precipitado de color rojo escarlata intenso), y al la otra porción se le añade K4(CN6)Fe (si existe hierro se forma un precipitado de color azul oscuro azul de prusia). A la disolución que contiene el aluminio y

el cromo añadimos HCl hasta pH neutro; a continuación se le añade NH3 y precipita Al(OH)3; para poder verse esta disulución se le echa rojo Congo, añadimos HCl, el rojo Congo pasa a color azul, añadimos NH3, el rojo Congo azul vuelve a ser rojo y el Al(OH)3 se vuelve rojo.

Sobre la disolución vertemos H2S y NH3, quedando precipitados los cationes del grupo IIIB: MnS (rosa), CoS (negro), NiS (negro) y ZnS (blanco), quedando aparte los de los Grupos IV y V. Sobre los precipitados echamos HCl, quedando por un lado Mn2+ y Zn2+, y por otro NiS y CoS. En el primer tubo con NaOH y H2O2 da ZnO2

2- y un precipitado marrón de MnO2. Para reconocer el zinc se trata con H2S dando un precipitado blanco de ZnS; también se puede echar Montequi A y Montequi B dando un precipitado de color violeta. En el segundo tubo echamos agua regia, dando Ni2+ y Co2+. A una de las porciones se neutraliza con NH3 y se sigue agregando hasta pH básico y después echamos dimetilglioxima; si existe Ni2+ se forma un precipitado rosa. Para el Co2+ primero se neutraliza con NH3, se tampona con ácido acético y acetato de sodio junto con KSCN; si agregamos acetona la fase acetónica toma un color azul.

- Grupo IV

Sobre las disoluciones de los Grupos IV y V añadimos (NH4)2CO3, precipitando los cationes del Grupo IV: CaCO3 (blanco), BaCO3 (blanco), SrCO3 (blanco), pero si no lo hemos eliminado anteriormente tendríamos también PbCO3. Disolvemos esos precipitados en ácido acético y añadimos HCl 2N; si existe plomo precipita PbCl2, y disueltos Ca2+, Ba2+ y Sr2+. Sobre la disolución añadimos KCrO4; si existe bariose obtiene un precipitado amarillo de BaCrO4, y disueltos Ca2+ y Sr2+. Sobre la disolución añadimos (NH4)2CO3, precipitando los dos carbonatos: CaCo3 y SrCO3, calentamos hasta sequedad, le añadimos un poco de H2O y acetona y después (NH4)2CrO4, quedando un precipitado de SrCrO4 y disuelto el calcio, pero si le añadimos Na2C2O4 precipita CaC2O4.

- Grupo V

Los cationes que no precipitan con nada anterior forman el Grupo V: NH4+, K+,

Mg2+ y Na+. La mayor parte de los ensayos se hacen al principio del análisis:

Para el NH4+ se calienta y, si se desprende amoníaco entonces existe

este catión. También se puede agregar el reactivo de Nessler y, si existe amonio da un precipitado de color amarillo.

Para el K: la mejor forma de reconocerlo es a la llama, la que da una coloración violeta. También se puede agregar cobaltonitrito sódico; en medio débilmente ácido si existe K+ da un precipitado amarillo.

Para el Mg2+ se puede hacer al final del análisis. Se añade NaOH y magnesón. Si existe Mg2+ con magnesón da un precipitado de color azul.

El Na+ se puede identificar porque al añadir amarillo titanio da un color rojo. Si existe Na+ con reactivo de Kalthoff da un precipitado

amarillo.También se puede hacer porque si se acerca una llama esta es de color amarilla intensa y es duradera.

- Existe un grupo sexto que NO ESTA!

Comprobación de cationes

Ag+: Con HCl da AgCl (blanco); con KI da AgI (amarillo).Al3+: Con alizarina da un compuesto rojo.As3+: Con mixtura magnésica da un espejo de plata en el tubo.Ba2+: Con dicromato precipita cromato de estroncio o sulfatos precipita sulfato de bario blanco.Bi3+: Con SnCl2 da Bi0 (negro).Cd2+: Con sulfuro da el CdS (amarillo).Co2+: Con KSCN da un complejo azul; los sulfuros de cobalto se disuelven en agua regia; el Co(OH)3 es el único hidróxido de color naranja.Cu2+: Con NH3 da Cu(NH3)4

2+ (azul intenso).Fe3+: Con KSCN da un complejo rojo; con ferrocianuro da un compuesto azul; el Fe(OH)3 es el único hidróxido de color pardo-rojizo.Hg2

2+: En la marcha analítica precipita con HCl, se añade NH3 y da en el filtro un precipitado negro de Hg0.Hg2+: Se echa sobre una moneda de una peseta pequeña y da una amalgama negra, ya que se forma Hg0.K+: Con cobaltonitrito sódico da precipitado amarillo.Mg2+: Con magnesón da color azul.Mn2+: Con sulfuro da el MnS (naranja).Na+: Con el reactivo de Koltoff da precipitado amarillo.NH4

+: En medio básico da NH3; si hay amonio con el reactivo de Nessler da precipitado rojo-pardo.Ni2+: Con dimetilglioxima da un precipitado de color rojo; los sulfuros de níquel se disuelven en agua regia; el Ni(OH)3 es el único hidróxido de color verde.Pb2+: Se añade KI y da un precipitado amarillo de PbI2 o bien con K2CrO4.Sb3+: Con rodamina B da precipitado morado.Sn2+: Si se acerca a la llama se pone de color azul.Zn2+: Con Montequi A y Montequi B da precipitado violeta.

Procedimientos

Ag2+,Hg2+,Pb2+.

A g re g a m o s 5 g o ta s d e H C L 1 N a la s o lu c ió n p ro b le m a .

C e n tr ifu g a m o s y D e c a n ta m o s

P p d o b la n c o A g C L ,P b C l2 ,H g 2C L 2 :

a g re g a m o s 2 g o ta s d e H C L 2 N y 1 0 g o ta s d e

a g u a , y lu e g o a g ita m o s .

C e n tr ifu g a m o s y d e c a n ta m o s

S o lu c ió n a

d e sc a rta r (S o lu c ió n

N º2 )

P p d o b la n c o :

a g re g a mo s 1 0

g o ta s d e a g u a y lu e g o

c a le n ta mo s d e 3 a 5 m in e n b a ñ o d e

m a r ía

C e n tr ifu g a m o

s y D e c a n ta m o s

C en tr ifu gamo s y

D ec an tamo s

Ppdo. color negro (Hg2

CLNH2

) -

sales de mercurio.

Solución Nº4 (S. de Ag+

) : agregar 1 gota de KI

Ppdo. amarillo

verdoso.

A g re ga mo s 1

g o ta

d e K 2CR O

4 (S olu c ió n N º3 - S . d e P b 2

+ )

P pd o. ama rillo -

sa le s d e p lomo .

S o lu c ió n a d e sc a rta r (S o lu c ió n N º1 )

Cuestionario:

1. ¿Cuál es el significado del efecto salino?

Es la alteración de las propiedades termodinámicas o cinéticas de una disolución electrolítica. Esta alteración es provocada al modificarse el coeficiente de actividad de los iones del electrolito primario, debido a la presencia de los iones del electrolito secundario. El efecto salino se detecta por el aumento de la solubilidad de una sal poco o muy soluble; cuanto más insoluble sea la sal primaria, más notable será el efecto salino

2. ¿Dada una solución saturada de ZnS en contacto de ZnS solido, explique qué podría hacer para procurar que se disolviera el sólido?

Agregando un electrolito fuerte Aumentando la temperatura

3. Explique una razón por la cual el AgCL es más soluble en una solución de HNO3 que en agua pura.

Esto se debe a que el HNO3 es un electrolito fuerte y el agua pura no lo es.

4. ¿En qué se diferencia un ion complejo de un ion simple?

Ion complejo: están compuestos por un catión con otros iones o moléculas. Las partes de estos iones complejos están ligados en parte por enlaces covalente coordinados formados por compartir un par de electrones entre el catión central y el otro ion o molécula.

Ion simple: Se diferencia porque forman parte del ion complejo.

5. ¿Porque conviene acidificar una muestra desconocida antes de precipitar el grupo I de cationes?

Porque la muestra generalmente es neutra o alcalina, el Ag puede estar presente como un ion complejo y el Pb como un anión plúmbico, los cuales son difíciles de precipitar con Cl. De esta forma se garantiza que el Ag y el Pb estén como cationes con NHO3, para evitar la presencia de un gran número de iones Cl que favorecieran la formación de los clorocomplejos.

6. ¿Explique Cual podría ser la razón por la razón por la cual el Pb puede encontrarse también en el grupo II de cationes?

El plomo es realmente resistente al ataque de los ácidos sulfúrico y clorhídrico. Pero se disuelve con lentitud en ácidos nítrico. El plomo es anfótero, ya que forma sales de plomo de los ácidos, así como sales metálicas

del ácido plúmbico. El plomo forma muchas sales, óxidos y compuestos órgano metálicos.

7. Explique ¿Por qué es necesario un ligero exceso de HCL para precipitar los cloruros del grupo I de cationes?

Es necesario un ligero exceso de HCL para precipitar los cloruros del grupo I de cationes con el fin de evitar demasiada solubilidad de cloruros.

8. Explique ¿porque es perjudicial un gran exceso de HCl al precipitar los cloruros del grupo I?

Porque se podrían diluir los cationes que forman a dichos cloruros; estando en solución los cationes de interés se mezclarían y una vez así no se podrían obtener sus precipitados por separado.

Conclusión

La formación de un precipitado amarillo índico la presencia de catión Pb2+. La formación de un precipitado gris índico la presencia del catión Hg2+. La formación de un precipitado amarillo verdoso indico la presencia del catión Ag2+. Los tres cationes del grupo I estaban presentes en la solución problema.

Bibliografía

Árabe, Aly. Laboratorio de química Experimenta Ciudad Bolívar, Venezuela. Año 2002

http://www.google.com/reconocimientodecationes . http://es.wikipedia.org/wiki/Marcha_anal%C3%ADtica#Grupo_I .