UNIVERSIDAD DE BELGRANO FACULTAD DE CIENCIAS EXACTAS Y NATURALES

QUÍMICA GENERAL GUÍA DE LABORATORIO- Curso 2013

Curso correspondiente al Plan de Estudios 2011 para las Carreras de: Licenciatura en Ciencias Químicas (1401) Licenciatura en Ciencias Biológicas (1402) Licenciatura en Tecnología de Alimentos (1403) Farmacia (1404)

Profesora Asociada: Lic. Liliana d´Huicque Coordinadora docente: Lic. Marcela Bianchi

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Índice general de contenidos Guía 0: Fundamentos de química general…………

página 3

Trabajos de Laboratorio………………………………

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Apéndice: Algo de matemática……………………….

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Guía 0: Fundamentos de química general

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Notación científica Para escribir números muy grandes, como en el caso de grandes distancia o cantidades, o números muy pequeños, como los relacionados con las dimensiones de los microorganismos, es útil hacerlo en Notación Científica. En este sentido, cada cero en los ejemplos anteriores representa un múltiplo de 10. Por ejemplo, el número 100 representa 2 múltiplos de 10 (10 x 10 = 100). En la notación científica, 100 puede ser escrito como 1 por 2 múltiplos de 10: 100 = 1 x 10 x 10 = 1 x 102 (en la notación científica) La notación científica es una manera simple de representar los números grandes ya que el exponente sobre el 10 (2 en este ejemplo) indica cuántos lugares hay que mover el decimal del coeficiente (el 1 en el ejemplo de arriba) para obtener el número original. En nuestro ejemplo, el exponente 2 nos dice que hay que mover el decimal a la derecha dos lugares para generar el número original. 1 x 102 = 100 La notación científica puede ser usada aún cuando el coeficiente es otro número que el 1. Por ejemplo: 2,4 x 108 = 240000000

Esta abreviación también puede ser utilizada con números muy pequeños. Cuando la notación científica se usa con números menores a uno, el exponente sobre el 10 es negativo y el decimal se mueve hacia la izquierda, en vez de hacia la derecha. Por ejemplo: 3,82 x 10-3 = 0,00382 Es decir, usando la notación científica, la distancia de la tierra al sol es 1.5 x 108 km y el tamaño de un virus de fiebre aftosa es de 2,4 x 10-6 cm. Para comprender mejor la notación observemos lo siguiente: 7280000 = 7,28 x 106 = 72,8 x 105 = 728 x 104 = 7280 x 103

7280000 = 72800 x 102 = 728000 x 101 = 7280000 x 100 (100= 1)

Podríamos decir que multiplicar por una potencia de 10 "compensa" el corrimiento de la coma en el número original. El caso de los números muy pequeños es exactamente igual, usando potencias de 10 con exponente negativo.

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Tabla de unidades básicas del Sistema Internacional Magnitud Longitud Masa Tiempo Intensidad de corriente eléctrica Temperatura termodinámica Cantidad de sustancia Intensidad luminosa

Nombre metro kilogramo segundo ampere kelvin mol candela

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Símbolo m kg s A K mol cd

CIFRAS SIGNIFICATIVAS Una forma en la que, se puede indicar la calidad de una medici6n, o el grado con el eual se puede hacer una medición, por ejemplo en una pieza de equipo, es usando cifras significativas. Imaginemos cómo se miden 32.45 gramos. Los dígitos en 32.4 se conocen con certidumbre, mientras que hay cierta incertidumbre asociada con el 0.05. El valor real podría ser 32.47 g, 32.44 g o algún otro que se diferenciara en el segundo dígito después del punto decimal. El valor real de la última cifra significativa escrita es incierto. Se supone que todas las demás cifras significativas de una medición se conocen con certidumbre. Por consiguiente, en 32.45 hay 4 cifras significativas, y el último dígito es incierto. El lector debe usar las cifras significativas correctas cuando anota datos e informa resultados de laboratorio, y también al resolver las preguntas en las tareas y en los exámenes. La incertidumbre asociada con muchas mediciones se debe a una estimación entre las divisiones mínimas de un instrumento medidor. Las mediciones siempre se deben anotar mostrando los dígitos que se conocen con certidumbre, que corresponden a una división de la escala del instrumento medidor, más un dígito que es incierto, y corresponde a la estimación entre las divisiones mínimas.

l. La figura lA.l muestra un diagrama de tres mediciones de volumen de agua en bureta graduada de 100 mL. Anote cada medición con la cantidad correcta de cifras significativas. Una bureta siempre se lee usando el fondo del menisco.

Cantidad de cifras significativas en una medición. Expresar los números en notación científica ayuda a contar la cantidad de cifras significativas. La parte exponencial de un número, expresada e notación científica, no se usa para contar las cifras significativas. Si todos los números son distintos de cero, la cantidad de dígitos es igual a la de cifras significativas. Medición

Cantidad de cifras significativas

1426,5 32,4561

5 6

6

Los ceros a la izquierda nunca son significativos. Sólo se usan para fijar la posición del punto decimal. Medición 0,369 0,00029 0,008957

Notación científica 3,69 x 10-1 2,9 x 10-4 8,957 x 10-3

Cifras significativas 3 2 4

Los ceros entre cifras significativas siempre son significativos. Medición 104,56 0,002305

Notación científica 1,0456 x 102 2,305 x 10-3

Cifras significativas 5 4

Los ceros a la derecha que no se necesitan para fijar la posición del punto decimal son relevantes. Su función es para mostrar la exactitud con que se conoce una medición. Medición 12,30 5,00 230,

Notación científica 1,230 x 101 5,00 x 100 2,30 x 102

Cifras significativas 4 3 3

Los ceros a la derecha en cifras que no tienen punto decimal no indican con claridad la cantidad de cifras significativas. En ese caso, es mejor escribir las mediciones en notación científica. Por ejemplo, la medición 700 mililitros, (mL), podría representarse con 7 x 102 mL, 7.0 x 102 mL o 7.00 x 102 mL (es decir, una, dos o tres cifras significativas, dependiendo de cómo se hizo la medición). 2. Exprese cada una de las siguientes mediciones en notación científica y escriba la cantidad de cifras significativas en cada una. Medición 98,30 104,02 0,00285 100,03 0,04340

Notación científica

Cifras significativas

Cifras significativas en cálculos Es importante conservar la cantidad adecuada de cifras significativas al hacer cálculos. La cantidad de dígitos que tenga el resultado debe reflejar en forma correcta las cifras significativas asociadas con cada medición que interviene en el cálculo. Suma y resta: En la suma y la resta, el resultado se restringe a la cantidad de dígitos después del punto decimal. La medición que tiene la cantidad mínima de decimales determina la cantidad de dígitos después del punto decimal en el resultado.

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140.15 (dos dígitos después del punto decimal) 34.4129 (cuatro dígitos después del punto decimal) 2032.1 (un dígito después del punto decimal) 2206.6629 El resultado, con su cantidad correcta de cifras significativas, es 2206.7, limitado a un dígito después del punto decimal. Observe que hubo que redondear a 7 el último dígito, porque la parte que se eliminó (0.6629) era mayor que 0.500. Multiplicación y división: En la multiplicación y la división, el resultado no puede tener más cifras significativas que las de la medición con la cantidad mínima de cifras significativas.

Cifras significativas

12.34 x 0.0203 x 25.673 = 6.431137846 (4) (3) (5)

El resultado, con la cantidad correcta de cifras significativas, es 6.43; se limita a tres cifras significativas. Cálculos en varios pasos: En los cálculos de varios pasos, es necesario determinar la cantidad de cifras significativas en el resultado de cada paso. 3. Explique por qué sólo hay tres cifras significativas en el resultado del siguiente cálculo: (123,4 + 0,42)

123,8

= = 8,42 (17,48 – 2,8) 14,7 4. Explique por qué sólo hay dos cifras significativas en el resultado. (123,4 + 0,42)

123,8 = 2,6 x 102

= (17,48 – 17,00)

0,48

Comparación entre mediciones y definiciones 5. Use una regla en centímetros para determinar el diámetro del siguiente círculo, con dos cifras significativas. En este caso, no estime la fracción entre los milímetros.

Diámetro =

Cantidad de cifras significativas = 2

6. Ahora aplique la definición de radio (radio = diámetro/2) para calcular el radio del círculo, con su medición de diámetro. Conserve las cifras significativas tal como se indicó en las secciones anteriores.

8

Radio Cantidad de cifras significativas en el numerador Cantidad de cifras significativas en el denominador Cantidad de cifras significativas en el radio

= = = =

7. Repita la medición del diámetro del círculo. Esta vez, anote su medición con tres cifras significativas, estimando entre los milímetros. Ahora determine el radio del círculo, conservando la cantidad de cifras significativas tal como se indicó arriba. Diámetro Cantidad de cifras significativas en el numerador Cantidad de cifras significativas en el denominador Cantidad de cifras significativas en el radio Radio

= = = = =

8. Compare la cantidad de cifras significativas en los dos valores del radio. La cantidad de ciifras significativas de los radios que calculó en los radios que estimó en los puntos A 1.6 Y Al.7, ¿fueron distintas debido a la cantidad de cifras significativas de las dos mediciones de diámetro que hizo? El objeto de las cifras significativas es reflejar la calidad de una medición. El problema con los radios que calculó usted es que el 2 del denominador de la fórmula del radio no es una medida. Es parte de la definición del radio. Se puede suponer que el 2 tiene una cantidad infinita de cifras significativas. Esto también se aplica a los números de conteo, como por ejemplo, cuando uno dice que hay 24 personas en una clase. No podrían ser 24.5 ni 23.9 personas. Se puede considerar que los números de un cálculo que no son medidas (las definiciones y los números de conteo) tienen una cantidad infinita de cifras significativas. 9. Ahora determine el radio del círculo para ambas mediciones (puntos 6 y 7), suponiendo que el 2 del denominador tiene una cantidad infinita de cifras significativas Medición 1: Radio =

Cantidad de cifras significativas =

Medición 2: Radio =

Cantidad de cifras significativas =

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Sistema Internacional de Unidades Las unidades del Sistema Internacional a partir de las cuales se pueden expresar todas las cantidades físicas, estas son: metro, m: la unidad de longitud se define como la trayectoria recorrida por la luz durante un intervalo de 1/299.792.458 de segundo. kilogramo, kg: la unidad de masa corresponde a la masa de un cilindro patrón de masa que se conserva en el museo de Pesas y Medidas en Francia. segundo, s: la unidad de tiempo corresponde a 9.192.631,770 períodos de la transición entre dos niveles hiperfinos del estado fundamental del átomo de cesio 133. amperio, A: la unidad de corriente eléctrica se define como aquella que se mantiene a lo largo de dos alambres paralelos de longitud infinita, de sección circular despreciable, colocados a 1 m de distancia en el vacío y que produce una fuerza igual 2x10-7 niutones (newton) por metro de longitud entre esos conductores. kelvin, K: la unidad de temperatura es 1/273,16 de la temperatura absoluta del punto triple del agua. mol, mol: la unidad de cantidad de sustancia, es aquella cantidad que contiene tantas entidades especificadas como las que se encuentran en exactamente 12 g de carbono 12. candela, cd: la unidad de intensidad luminosa es la correspondiente a la que emite una fuente de radiación monocromática de frecuencia 540 x 1012 hercios y que tiene una intensidad radiante en la dirección elegida de (1/683) vatios por estereoradián. Sugiere además el uso de los siguientes prefijos para representar múltiplos y submúltiplos de las unidades del Sistema Internacional.

Tabla de múltiplos y submúltiplos decimales

Factor 1024 1021 1018 1015 1012 109 106 103 102 101

Prefijo yotta zeta exa peta tera giga mega kilo hecto deca

Símbolo Y Z E P T G M k h da

Factor 10-1 10-2 10-3 10-6 10-9 10-12 10-15 10-18 10-21 10-24

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Prefijo deci centi mili micro nano pico femto atto zepto yocto

Símbolo d c m µ n p f a z y

Instrumentos de medida No importa que tan sofisticada sea una técnica analítica, con seguridad en alguna de sus etapas requerirá de una medida de masa o de volumen o de ambas, por lo tanto se debe disponer de los registros bien documentados en donde se pueda seguir el comportamiento de los recipientes volumétricos y las balanzas que se utilicen en el trabajo rutinario de análisis. Para cada balanza analítica y para cada intervalo de masas se debe tener una carta de control en donde se registren las verificaciones periódicas de su calibración. Con el objeto de disponer de la información, que permita realizar las correcciones necesarias en los valores obtenidos utilizando ese instrumento, antes de hacer uso de ellos en los cálculos del análisis realizado.

Errores en las mediciones Los errores presentes en un estudio analítico modifican: • Precisión Es el grado de confianza con que se puede repetir un experimento y este puede dar los mismos resultados. Es utilizado como sinónimo de repetitibilidad. • Exactitud Es el grado de concordancia entre el resultado de un ensayo y el valor de referencia aceptado.

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• Promedio Es importante tener conocimiento del dato promedio teórico de nuestro experimento, ya que en base a este es que se analiza la calidad del experimento; la precisión y exactitud se basan en la cercanía o lejanía a este promedio debido a la presencia de errores.

X = suma de valores /número total de valores

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Compuestos químicos, nomenclatura y reacciones de obtención En esta unidad vamos a conocer los tipos de compuestos químicos inorgánicos, como están formados, como se obtienen y como se los nombra. Nomenclatura es una palabra que significa NOMBRE. En química, como en otras disciplinas, es necesaria la utilización de nombres para poder reconocer todas las sustancias y para entendernos con otras personas que trabajan en química. La nomenclatura, tanto de los elementos como de los compuestos, es el idioma en que se expresan las reacciones, procesos, etc, en la química y la biología. Por eso, es que tenés que conocerla, comprenderla y aprenderla. Cada sustancia (ya sea un elemento o un compuesto) va a tener su propio nombre y NO HABRA otra sustancia que posea ese nombre. Por ello es que existe una organización destinada a abordar este tipo de tareas, es decir, identificar cada sustancia con un nombre y que al hacerlo NO QUEPA DUDA de que se trata de esa sustancia en TODO EL MUNDO. Esta organización es la IUPAC (The International Union of Pure and Applied Chemistry). No obstante esto, hay muchas sustancias que presentan varios nombres por una cuestión histórica. Por ejemplo: lo que ahora se conoce como óxido de cobre (II), antes se lo conocía como óxido cúprico. Aún así, estas dos formas de nombrarlo son correctas, por más que la IUPAC disponga que se llame de la primera forma. Otra de las cosas de las cuales se ocupa esta organización es de unificar los criterios a la hora de escribir las fórmulas químicas de los elementos y los compuestos. Por ejemplo, antes la sal de mesa cloruro de sodio se escribía en símbolos de la siguiente manera: ClNa, ahora, a causa de lo dispuesto por la IUPAC se debe escribir NaCl. Por supuesto que todo esto tiene un fundamento el cual escapa a los alcances de este curso introductorio. ¿CÓMO SE NOMBRAN LOS COMPUESTOS? Lavoisier propuso que el nombre de un compuesto debía describir su composición, y es esta norma la que se aplica en los sistemas de nomenclatura química. Para los efectos de nombrar la gran variedad de compuestos químicos inorgánicos, es necesario agruparlos en categorías de compuestos. Una de ellas los clasifica de acuerdo al número de elementos que forman el compuesto, distinguiéndose así los compuestos binarios y los compuestos ternarios. También se los puede clasificar según el tipo de compuesto. Nosotros vamos a estudiarlos por esta última clasificación, indicando en cada caso, si se trata de compuestos binarios, ternarios, etc.. Pero primero veamos que compuestos inorgánicos podemos encontrar: Hidruros Peróxidos y Superóxidos Hidróxidos Básicos Ácidos Óxidos Anfóteros Neutros Oxoácidos Hidrácidos Ácidos Ácidas Sales Básicas 13

Neutras Estos compuestos químicos tienen distintas estructuras, dadas por la distribución de sus átomos y la forma en que estos se enlazan. Existen varias formas diferentes de enlace (que estudiaremos durante el cursado de Química General e Inorgánica), que definen las características de cada tipo de compuesto. Cuando los átomos pierden o ganan electrones, se transforman en iones. Un ión es una especie con carga neta, positiva (catión) o negativa (anión). Cuando un compuesto se forma por unión de un anión y un catión, lo hace por enlace iónico. El compuesto resultante está formado por numerosos iones de ambos tipos, y se llama compuesto iónico. Otro tipo de enlace es el enlace covalente, en el cual dos átomos comparten un par de electrones. Hay dos tipos de compuestos covalentes: las sustancias moleculares y los sólidos covalentes reticulares. Óxidos: Son compuestos binarios formados por combinación del oxígeno en su número de oxidación –2, con otro elemento, que llamaremos E, actuando con número de oxidación (n) positivo. Su fórmula general es: E2On Los subíndices se obtienen al intercambiar los números de oxidación de ambos elementos, e indican el número de veces que ese elemento está presente en el compuesto. La forma más simple de formular un óxido es a partir de sus elementos, conociendo el número de oxidación con el que están actuando. Para el oxígeno es, en este tipo de compuestos, siempre -2; solo resta entonces conocer el del segundo elemento. Más adelante veremos otra forma de obtener los óxidos, partiendo de los elementos y usando reacciones químicas. Ejemplos de formulación de óxidos: Li+ y O-2

Li2O

Fe3+ y O-2

Fe2O3

Cuando ambos números de oxidación son pares (+2, +4, +6) se simplifican para llegar a la fórmula del óxido: Ca2O2 CaO Ca+2 y O-2 Nomenclatura: Como ya te contamos, existen varias formas de nombrar los compuestos químicos, algunas nuevas, como las recomendadas por la IUPAC, y otras más antiguas. Dado que podes encontrarte con todas ellas, es importante que las conozcas para que puedas trabajar mejor y comprender los textos de estudio, así como también los problemas. 1) Nomenclatura por Atomicidad: Utiliza prefijos para cada elemento que indica la cantidad de veces que están en ese compuesto. Ejemplo para el caso de los óxidos:

Li2O

Dióxido de litio

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Fe2O3

Trióxido de dihierro

CaO

Monóxido de calcio

PbO2

Dióxido de plomo

MnO3

Trióxido de manganeso

2) Nomenclatura por Numerales de Stock: Se indica primero el tipo de compuesto y a continuación el elemento principal con su número de oxidación entre paréntesis y en números romanos. Ejemplo para el caso de los óxidos: Li2O

Oxido de litio (I)

Fe2O3

Oxido de hierro (III)

CaO

Oxido de calcio (II)

PbO2

Oxido de plomo (IV)

MnO3

Oxido de manganeso (VI)

Cuando el elemento principal tiene un solo número de oxidación, puede no indicarse el mismo, ya que solo existe una posibilidad de formar el compuesto, pero nunca puede omitirse si tiene más de uno, pues es la forma en que se diferencian los distintos compuesto que forma ese elemento. 3) Nomenclatura tradicional: se indica primero el tipo de compuesto químico, y luego se usan diferentes terminaciones e incluso prefijos, para hacer referencia al número de oxidación del elemento principal. Cuando el elemento posee un único número de oxidación, se añade la terminación “ico”. Ejemplo: CaO

Oxido cálcico

Cuando el elemento posee dos números de oxidación, se añade la terminación “ico” a la mayor y “oso” a la menor. Ejemplo: PbO Oxido plumboso PbO2

Oxido plúmbico

Cuando el elemento posee tres números de oxidación, se añade la terminación “oso” a la menor de ellas, “ico” a la siguiente y a la mayor se la indica con el prefijo “per” y la terminación “ico”. Ejemplo: CrO

Oxido cromoso

Cr2O3

Oxido crómico 15

CrO3

Oxido percrómico

Cuando el elemento posee cuatro números de oxidación, se indican, la menor de todas con el prefijo “hipo” y la terminación “oso”, la siguiente en orden creciente por la terminación “oso”, la tercera por la terminación “ico” y la mayor con el prefijo “per” y la terminación “ico”. Ejemplo: Cl2O

Oxido hipocloroso

Cl2O3

Oxido cloroso

Cl2O5

Oxido clórico

Cl2O7

Oxido perclórico

⃰ Acordate que podes encontrar las tres nomenclaturas en los libros, los problemas, etc. y que se acepta el uso de todas, aunque se prefiere el de aquellas recomendadas por la IUPAC. Pero que no se deben mezclar dos nomenclaturas distintas en un mismo compuesto. Por ejemplo: Fe2O3 Se puede nombrar como trióxido de dihierro o como óxido de hierro (III), pero nunca trióxido de hierro (III) o trióxido férrico. ⃰ Comparemos las tres nomenclaturas para una misma serie de óxidos:

⃰ Ya estás en condiciones de realizar algunos ejercicios prácticos de formulación y nomenclatura de óxidos, luego veremos un poco más sobre estos compuestos. A trabajar.

Ejercicio 1: Escribí la fórmula de los óxidos que forman los siguientes iones: Mg (II) / Ag (I) / Pb (IV) / Br (I) / Cl (III) / Zn (II) / Fe (III) Cu (II) / I (VII) / Br (V) / S (VI) Ejercicio 2: Nombrá los óxidos que obtuviste en el ejercicio anterior por, al menos dos nomenclaturas distintas. 16

Ejercicio 3: Escribí la fórmula correspondiente, indicando el número de oxidación en que actúa cada elemento: Óxido hipoiodoso Óxido de cadmio Óxido fosforoso Monóxido de dilitio Óxido de estaño (IV) Dióxido de carbono Óxido de plomo (II) Heptóxido de dibromo Ejercicio 4: Nombra, de todos las formas posibles, los siguientes compuestos: Au2O3 / P2O5 / NiO / Hg2O / BaO / Bi2O5 / Sb2O3 / As2O5 / En los ejercicios anteriores, habrás notado que el oxígeno se combinaba con diferentes tipos de elementos. Esto determina el tipo de óxido formado, y otras particularidades, como su comportamiento frente al agua y el tipo de compuesto que forman en este caso. Existen cuatro clases de óxidos: Óxidos Básicos: son los que se forman por combinación del oxígeno con un elemento metálico y al disolverse en agua, producen otro tipo de compuestos, los hidróxidos, que estudiaremos más adelante. Óxidos Ácidos: se forman por combinación del oxígeno con elementos no metálicos y forman, al disolverse en agua, otra clase de compuestos llamados oxoácidos. También los estudiaremos más adelante. Óxidos Neutros: son aquellos que se forman por combinación del oxígeno con metales y no metales, que al mezclarse con el agua no reaccionan, por lo que no forman ni hidróxidos ni oxoácidos. Óxidos Anfóteros: se obtienen por combinación del oxígeno con elementos como Al, Be, Zn, Ga, Sn y Pb entre otros, y según el medio en el que se encuentren, formarán hidróxidos u oxoácidos. Pero, ¿cómo se forman realmente los óxidos? Hasta ahora, los hemos obtenido directamente con los elementos y conociendo el número de oxidación en que estos actuaban. Vamos a ver a continuación, como se forman realmente, desde su reacción química. Para esto debemos entender primero qué es una reacción química. Una reacción química es el proceso por el cual una o más sustancias cambian para formar una o más sustancias nuevas. Las reacciones químicas se representan por medio de ecuaciones químicas. Vamos a tratar de aprenderlo usando los óxidos que formulamos antes como ejemplo. Dijimos que los óxidos se forman a partir de sus elementos (los elementos tienen n° de oxidación cero). Así, el óxido de litio se forma a partir de: Li (s) + O2 (g)

Li2O (s)

El signo “+” se interpreta como “se combina con” y la “flecha” se interpreta como “para formar”. Todas las sustancias que están a la izquierda de la flecha se llaman 17

“reactivos”, las que están a la derecha se llaman “productos”. Entonces, vemos que “los reactivos se combinan para formar productos”. Pero toda reacción química es también una ecuación, y como tal debe resolverse. Si la flecha ocupa aquí, el lugar del signo igual, Li (s) + O2 (g)

=

Li2O (s)

esto significa que “todos los elementos que están como reactivos deben estar también entre los productos”, y deben estarlo “en la misma cantidad” a ambos lados del signo igual. Esto es cierto además, porque los átomos no se crean ni se destruyen, por lo tanto, una ecuación química deberá tener el mismo número de átomos de cada tipo a cada lado de la flecha, tiene que haber un equilibrio o balance de los elementos. Debemos balancear la ecuación. Para ello usaremos números enteros multiplicando a cada compuesto, de forma tal que el número de átomos de cada tipo sea el mismo a ambos lados de la flecha. Estos números se llaman coeficientes estequiométricos. Para nuestro ejemplo, hay un átomo de Li entre los reactivos y dos entre los productos, mientras que para el O la relación es inversa. ¿por qué número deberé multiplicar al Li y/o al O para igualar la ecuación? Si comenzamos por el Li, podría multiplicar el elemento Li (en los reactivos) por 2, con eso estaría balanceado: 2Li (s) + O2 (g)

Li2O (s)

Si a continuación quiero balancear el O, también tendría que multiplicar el óxido por 2, pero esto produce un desbalance del Li. 2Li (s) + O2 (g)

2 Li2O(s)

Tengo que empezar de nuevo, esta vez comenzando por balancear el O. Si multiplico el óxido por 2, este elemento queda igualado y ahora tengo 4 átomos de Li entre los productos, Li (s) + O2 (g)

2 Li2O (s)

Como solo hay un átomo de Li en los reactivos, simplemente lo multiplico por 4. 4 Li (s) + O2 (g)

2 Li2O (s)

La ecuación ya está balanceada. Si ahora la leemos, dice que “4 átomos de Li se combinan con dos moléculas de Oxígeno para formar 2 fórmulas unidad de óxido de litio”. (¿Notaste que al hablar de Oxígeno lo llamamos “molécula”, al Litio “átomo” y al óxido “fórmula unidad”? Es porque los átomos de oxígeno están unidos formando una molécula, un compuesto de estructura definida: 2 átomos de O, unidos por un tipo de enlace llamado covalente; el Litio es un metal, con una estructura diferente y el óxido es un compuesto formado por iones, también en una estructura definida, pero con un enlace llamado iónico. Los tipos de enlace los vamos a estudiar durante el cursado de Química General e Inorgánica). En realidad no es difícil, solamente es un problema de prueba y error, pero con suficiente práctica, vas a ver que no es tan difícil. ⃰ Es muy importante que recuerdes:

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-

-

solo se pueden modificar los coeficientes, pero nunca los subíndices. Si cambio un coeficiente, solo varía la “cantidad” de veces que “ese” compuesto está presente en la reacción. Pero al cambiar un subíndice, cambia la “identidad” del compuesto. las letras entre paréntesis a la derecha de cada compuesto indican su estado de agregación, es decir, si son sólidos (s), líquidos (l), gaseosos (g) o acuosos (ac). Siempre acompañan a los compuestos químicos en una reacción y a veces, permiten diferenciar entre dos compuestos con la misma fórmula y distintas características (hidruros e hidrácidos).

Aclaración: si bien podemos plantear una reacción de obtención para todos loscompuestos, no necesariamente esta sea la vía por la que se forman en la naturaleza, simplemente la planteamos con fines didácticos, para que te sea más simple entender el proceso, así como también, que puedas practicar un poco más. Ahora estás nuevamente en condiciones de realizar solo algunos ejercicios. Ejercicio 5: ¿Te animás a escribir la reacción de formación de los óxidos que obtuviste en los ejercicios anteriores? Hidróxidos: son compuestos formados por la combinación del grupo hidroxilo u oxidrilo (OH-) y un catión, generalmente metálico. El grupo OH- es un ión poliatómico con carga negativa –1, y a los efectos de la nomenclatura, se lo trata como si fuera un solo elemento con número de oxidación –1. Por esto los hidróxidos son considerados compuestos seudobinarios. Su fórmula genérica es: Me(OH)n Donde Me es el catión y el subíndice “n” es su número de oxidación. Ésta siempre se escribe fuera de un paréntesis que incluye al oxhidrilo, porque significa que multiplica los dos elementos que lo componen, y se interpreta como el número de oxhidrilos necesarios para neutralizar la carga de ese catión. El subíndice del catión siempre es 1 (no se escribe) por lo que dijimos antes respecto a la carga del oxhidrilo. Para formularlos, nuevamente la manera más simple es partir desde el catión y el oxhidrilo, ambos con su número de oxidación. Por ejemplo: Na+ (ac) y OH– (ac) NaOH (ac) 2+ Mg (ac) y OH– (ac) Mg(OH)2 (ac) Al+3 (ac) y OH– (ac) Al(OH)3 (ac) Para nombrarlos, se puede usar la nomenclatura tradicional, indicando que el tipode compuesto es un “hidróxido” y usando las terminaciones adecuadas, según las mismas reglas que los óxidos; o referirlo como “hidróxido de” seguido del nombre del catión. Cuando el catión es un metal, se agrega su número de oxidación entre paréntesis y en números romanos. En el caso de nuestros ejemplos, sería: NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3

Hidróxido sódico o Hidróxido de Sodio (I) Hidróxido magnésico o Hidróxido de Magnesio (II) Hidróxido alumínico o Hidróxido de Aluminio (III)

Cuando el elemento presenta un único número de oxidación se acepta que no se indique el mismo, pues se supone conocido. 19

Ahora, es tu turno de trabajar, pues ya estás en condiciones de formular y nombrar este nuevo tipo de compuesto químico. Luego veremos cómo se obtienen a partir de las reacciones químicas. Ejercicio 6: Formular los hidróxidos de los siguientes iones: Mg (II) / Ag (I) / Pb (IV) / Zn (II) / Fe (III) / Cu (I) / Au (III) Ejercicio 7: escribí la fórmula de los siguientes hidróxidos: Hidróxido de potasio Hidróxido cálcico Hidróxido ferroso Hidróxido de sodio Cuando hablamos de los óxidos dijimos que había cuatro clases y una de ellas, los óxidos básicos u óxidos metálicos, producía al mezclarse con agua, los hidróxidos. Esta “mezcla” con agua es una reacción química y la vamos a estudiar. Tanto la reacción química como la ecuación química que la representa, se escriben de forma similar a como lo hicimos con los óxidos. Y por supuesto, también tendremos que balancearlas. Veamos unos ejemplos: NaOH (ac) Na2O (s) + H2O (l) MgO (s) + H2O (l) Mg(OH)2 (ac) Al2O3 (s) + H2O (l) Al(OH)3 (ac) Para balancear estas ecuaciones, esta vez conviene empezar por el metal y luego balancear los oxígenos e hidrógenos. Para la primera, hay dos átomos de cada tipo (Na, O, H) entre los reactivos, y solo uno de cada uno entre los productos, por lo que solo hará falta multiplicar este por 2. Na2O (s) + H2O (l) 2 NaOH (ac) En la segunda ecuación, todos los elementos están equilibrados, por lo que no hace falta agregar ningún coeficiente. Sin embargo en la tercera, todos los elementos están en distinto número a cada lado de la flecha. Si comenzamos balanceando el Al, tendríamos que multiplicar por 2 el hidróxido, Al2O3 (s) + H2O (l) 2 Al(OH)3 (ac) Ahora, nos quedan 4 oxígenos y 2 hidrógenos como reactivos, y 6 de cada uno como productos. Dado que el hidrógeno está todo en el mismo compuesto (H2O) será más fácil seguir el balanceo con este elemento, que con el oxígeno, que está presente en dos reactivos distintos. De esta forma, si multiplico el H2O por 3, los hidrógenos quedan equilibrados en 6 átomos a cada lado de la flecha. Al2O3 (s) + 3 H2O (l) 2 Al(OH)3 (ac) Si ahora contamos los átomos de oxígeno, también hay 6 de cada lado y ya están equilibrados. Si no tenés dudas, nuevamente es tu turno de trabajar. Ejercicio 8: escribir la reacción de formación de los hidróxidos de los ejercicios 6 y 7. Oxoácidos: Son compuestos ternarios, formados por la combinación de tres elementos distintos, hidrógeno, oxígeno y otro elemento, que por ahora llamaremos E, y que en la mayoría de los casos es no metálico (más adelante cuando estudiemos los óxidos anfóteros veremos algunos casos en los que E es un metal). La fórmula general de los oxoácidos es:

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HaEbOc Vamos a ver ahora como formular los oxoácidos. Seguramente en el colegio te habrán enseñado a obtenerlos por la combinación del agua y el óxido en su número de oxidación adecuada. Esta forma es correcta, y la usaremos cuando estudiemos las reacciones de obtención. Sin embargo, no es la única y es muy importante que aprendas a formularlos de otra forma, pues no siempre cuando estés trabajando vas a poder hacer la reacción de obtención, más aún, te vas a encontrar con las fórmulas o su nombre, y no vas a hacer toda la reacción química par saber cuál era su fórmula. Es mucho más simple saber reconocerlos de esta nueva manera, aunque al principio te parezca más complicado, con suficiente práctica, vas a poder reconocer cualquier oxoácido. Volvamos a la fórmula general: HaEbOc Cada subíndice representa, como siempre, el número de veces que ese elemento está presente en el compuesto (a= n° H, b= n° E y c= n° O). Para los oxoácidos que se forman por combinación del óxido con una sola molécula de agua, serán: a= 1 si el número de oxidación de E es impar. a=2 si el número de oxidación de E es impar. b=1 siempre, porque se forma partir de una sola molécula de agua. c= (n° H + n° de oxidación de E) dividido 2 Expresado en forma matemática: c = (a + n° oxidación de E) / 2 Como ves, es bastante simple y solo hay que recordar una pequeña cuenta matemática. Veamos unos ejemplos. a) Queremos formular el oxoácido de N(III). Lo primero que hacemos es escribir los elementos constituyentes del compuesto, respetando siempre el orden de los mismos, sin colocar ningún subíndice: HNO Como este es uno de los oxoácidos que se forman con una molécula de agua, ya sabemos que b=1, por lo que no ponemos ningún subíndice en el N.A continuación, conociendo el n° de oxidación del N, deducimos a y c. Dado que el N actúa con n° de oxidación impar, a será igual a 1, y c resulta: c = (1+3) / 2 = 2 entonces, la fórmula de nuestro oxoácido será: HNO2 b) Ahora queremos formular el oxoácido de S(VI). Nuevamente, escribimos el esqueleto de la fórmula, y como sabemos que se combina con una sola molécula de agua, no pones ningún subíndice en el S. HSO Ahora, como el n° de oxidación del S es +6, a será igual a 2, y c resulta: c = (2 + 6)/ 2 = 4 Y la fórmula de nuestro compuesto es: H2SO4 De la misma forma podemos formular los oxoácidos si partimos de su nombre. Pero para eso tenemos que conocer la nomenclatura de los oxoácidos. La IUPAC admite el uso de la nomenclatura tradicional, anteponiendo la palabra ácido y agregando la terminación (y el prefijo si se requiere) correspondiente al índice de oxidación, al nombre del elemento (se trabaja igual que con los óxidos e hidróxidos). Así, el oxoácido de N(III) se llama ácido nitroso, porque usa el menor número de oxidación y el de S será ácido sulfúrico porque usa el mayor. Tratemos de formular un oxoácido a partir de su nombre. Por 21

ejemplo el ácido perbrómico. Si buscamos el Br en la tabla periódica, vemos que tiene cuatro números de oxidación con los que puede formar oxoácidos, (+1,+3,+5 y +7), como el nombre usa el prefijo “per” y la terminación “ico” deducimos que en este caso está usando el mayor de ellos, +7. Escribimos los elementos en el orden que les corresponde, y colocamos los subíndices. HBrO El compuesto se forma con una molécula de agua, por lo que b=1, a será igual a 1 porque el Br actúa con n° de oxidación impar y c resulta: c = (1 + 7)/2 = 4 La fórmula del ácido perbrómico es: HBrO4 Existe una segunda forma de nombrar los oxoácidos, que es sencilla y sistemática, recomendada por la IUPAC. En primer lugar se pone la palabra “oxo”, que indica la presencia de O en el ácido, con un prefijo, mono, di, tri, tetra, etc., que indique la cantidad de los mismos (señalada por el subíndice del O). A continuación se escribe el nombre del elemento central con terminación “ato” seguida de su n° de oxidación entre paréntesis y en n° romano, finalmente se añade “de Hidrógeno”. Para nuestros ejemplos anteriores sería: HNO2 Dioxonitrato (III) de hidrógeno H2SO4 Tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno HBrO4 Tetraoxobromato (VII) de hidrógeno Pero, ¿qué pasa si nos encontramos con la fórmula y tenemos que nombrarlo? Necesitamos saber en qué número de oxidación está actuando el elemento E. La forma más simple de determinar el número de oxidación de E es recordando que: •La carga total es cero. •El oxígeno, en este tipo de compuestos, actúa siempre con número de oxidación –2, •El hidrógeno, en este tipo de compuestos, con número de oxidación +1, •E actúa con número de oxidación positivo. Entonces, para saber en cuál de sus números de oxidación está actuando, debemos sumar los números de oxidación de todos los elementos que forman el compuesto, multiplicados por su respectivo subíndice e igualarlos a cero, y de esta ecuación despejar el valor del número de oxidación. Un ejemplo: H2SO4 Este es uno de los posibles ácidos del Azufre (S), si planteo la ecuación: 2(+1)+(x)+4(-2)=0 2+x –8=0 x-6=0 ⇒ x= +6 El número de oxidación del S es +6. Ahora ya puedo nombrarlo, es el Acido Sulfúrico. Ahora te toca trabajar a vos. Intentá resolver los siguientes ejercicios. Ejercicio 9: Escribí la fórmula de los oxoácidos de los siguientes elementos, con el número de oxidación indicado: C (IV) / Cl (I) / Br (III) / I (V) / N (III) / S (IV) / N (V) Ejercicio 10: nombrá los oxoácidos anteriores. Vamos a ver ahora, como se obtienen los oxoácidos. Si repasas lo que estudiamos en óxidos y la definición de oxoácidos, estás en condiciones de plantear una reacción química para obtenerlos y de balancearla ¿te sale? Probemos juntos. Tratemos de obtener 22

los tres oxoácidos que usamos como ejemplos. Para el ácido nitroso, partimos de los reactivos, óxido de N(III) y molécula de agua, para obtener como producto el oxoácido. La forma más simple es escribir primero el esqueleto del mismo y a continuación sumar todos los átomos de cada elemento que están presentes como reactivos, colocando este número como subíndice del elemento correspondiente en el producto: N2O3 (g) + H2O (l) HNO (ac) Tenemos 2 átomos de N, 2 de H y 4 de O entre los reactivos, o sea que en el producto pondremos: N2O3 (g) + H2O (l) H2N2O4 (ac) Esta, ya sabemos que no es la fórmula del ácido nitroso ¿qué paso? Nos falta un paso, simplificar. Acordate que siempre que todos los subíndices de un compuesto sean múltiplos entre sí o de algún número (generalmente 2) hay que simplificarlos. En este caso, todos son divisibles por 2, por lo cual, la fórmula quedaría así: N2O3 (g) + H2O (l) HNO2 (ac) Ahora sí, tenemos el ácido nitroso. Pero ¿no te parece que falta algo más? Estamos trabajando con una reacción química y dijimos que estas eran representadas por ecuaciones químicas, que deben estar siempre balanceadas. Si miras bien la ecuación, tenemos de cada elemento, el doble en los reactivos que en los productos. Como en este caso solo hay un producto, bastará con multiplicarlo por 2 para equilibrar la ecuación. 2 HNO2 (ac) N2O3 (g) + H2O (l) Ahora sí, la reacción está completa. Intentemos hacerlo con el ácido sulfúrico. Escribimos el óxido y el agua y del otro lado los elementos. Podemos saltar el paso de sumar los elementos presentes entre los reactivos para buscar los subíndices del producto, si ya conocemos cuál es la fórmula del mismo. Simplemente la escribimos como producto y procedemos a balancear la reacción. SO3 (g) + H2O (l) H2SO4 Hay dos átomos de H, uno de S y cuatro de O a cada lado de la reacción, por lo que, en este caso, no se requiere equilibrar la reacción. Veamos el último caso, el ácido perbrómico. Escribimos los elementos de la reacción y la fórmula del compuesto. Br2O7 + H2O (l) HBrO4(ac) Otra vez tenemos el doble de cada elemento en los reactivos respecto de los productos, por que será suficiente con multiplicar este último por 2 para balancear la reacción. Br2O7 + H2O (l) 2 HBrO4(ac) ¿Estás listo para hacerlo solo? Intenta resolver los siguientes ejercicios. Ejercicio 11: escribí la reacción de obtención de los oxoácidos que formulaste en el ejercicio anterior. Nos queda aprender algo más sobre los oxoácidos. Te habrás dado cuenta de que hasta ahora solo trabajamos con aquellos oxoácidos que se forman por combinación con una sola molécula de agua, esto ya nos dice que debe haber otros que se formen con más de una molécula de agua. Veamos cuales son. a) Oxoácidos de Boro: este elemento forma un solo óxido (B2O3), el cual puede combinarse con una y con tres moléculas de agua para dar dos oxoácidos distintos. B2O3 (s) + H2O (l) 2 HBO2 (ac) B2O3 (s) + 3H2O (l) 2 H3BO3(ac) La pregunta ahora es ¿cómo los nombramos? Porque tenemos dos ácidos con el mismo número de oxidación y tenemos que usar la misma terminación para indicarlo, pero es indispensable diferenciarlos, ya que claramente no son el mismo compuesto. ¿qué hacemos? Simplemente se agrega un prefijo que indica el número de moléculas de agua con las que se combinó. Cuando el óxido se combina con la menor cantidad de 23

moléculas de agua, en este caso una, se antepone el prefijo “meta”. Cuando el óxido se combina con la mayor cantidad de moléculas de agua, en este caso tres, se antepone el prefijo “orto”. Así, nombraríamos los oxoácidos del B como: HBO2 Ácido Metabórico H3BO3 Ácido Ortobórico b) Oxoácidos de Si: este elemento también tiene un solo óxido (SiO2) que reacciona con más de una molécula de agua, para dar oxoácidos. Se puede combinar con una y con dos moléculas de agua: SiO2 (s) + H2O (l) H2SiO3 (ac) SiO2 (s) + H2O (l) H4SiO4 (ac) ¿Cómo los nombramos? Usamos el mismo mecanismo que para el B. Cuando el óxido se combina con la menor cantidad de moléculas de agua, en este caso una, se antepone el prefijo “meta”. Cuando el óxido se combina con la mayor cantidad de moléculas de agua, en este caso dos, se antepone el prefijo “orto”. Los dos oxoácidos de Si formados se denominan: H2SiO3 Ácido Metasilícico H4SiO4 Ácido Ortosilícico c) Oxoácidos de P, As y Sb: estos tres elementos, que se ubican en el mismo grupo de la tabla periódica y tienen el mismo comportamiento. Forman dos óxidos (con n° de oxidación +3 y +5) y cada uno de ellos se puede combinar con una, dos y tres moléculas de agua, para dar tres oxoácidos distintos en cada número de oxidación, lo que suma un total de seis oxoácidos diferentes para cada elemento. Veamos uno como ejemplo: P(III): P2O3 (s) + H2O (l) P2O3 (s) +2 H2O (l) P2O3 (s) +3 H2O (l) P(V): P2O5 (s) + H2O (l) P2O5 (s) + 2 H2O (l) P2O5 (s) + 3 H2O (l)

2 HPO2 (ac) H4P2O5 (ac) 2 H3PO3 (ac) 2 HPO3 (ac) H4P2O7 (ac) 2 H3PO4 (ac)

Y ahora los nombramos, siguiendo las reglas anteriores. Cuando el óxido se combina con la menor cantidad de moléculas de agua, en este caso una, se antepone el prefijo “meta”. Cuando el óxido se combina con la mayor cantidad de moléculas de agua, en este caso tres, se antepone el prefijo “orto”. Y para el caso en que se combina con dos moléculas de agua, como no es ni la menor ni la mayor cantidad de moléculas de agua, usamos el prefijo “piro”. De esta forma nos quedarían los siguientes nombres: HPO2 Ácido Metafosforoso H4P2O5 Ácido Pirofosforoso H3PO3 Ácido Ortofosforoso HPO3 Ácido Metafosfórico H4P2O7 Ácido Pirofosfórico H3PO4 Ácido Ortofosfórico ⃰Es importante que prestes atención a tres cosas: •La asignación de los prefijos: No usamos “orto” para tres moléculas de agua, sino para el mayor número de ellas con las que puede combinarse el óxido, ya que no todos los 24

óxidos que tienen este comportamiento se combinan con la misma cantidad de moléculas de agua, como pudiste observar al estudiar cada uno. •El prefijo “orto” es el único que puede no estar indicado. Por ejemplo, el ácido ortofosfórico, suele llamarse simplemente ácido fosfórico. •Formulación: No podemos aplicar las reglas que vimos para los oxoácidos que se forman con una sola molécula de agua, pues esta solo es válida cuando b=1, cosa que no ocurre en estos casos. Hay que aprender sus fórmulas de memoria. Pero no te asustes, con suficiente práctica y la ayuda de este cuadro podrás hacerlo.

Los números en cada casilla indican los subíndices de cada compuesto según su n° de oxidación y la cantidad de moléculas de agua con las que se combina el óxido (las posibilidades se indican en la última fila). Por ejemplo, el ácido metabórico: cruzamos la primer fila con primera columna y dice 112, esto indica 1H, 1B y 2 O. Óxidos Anfóteros: Como ya comentamos, son los óxidos que frente al agua presentan un comportamiento dual, pudiendo formar hidróxidos u oxoácidos, según la concentración relativa de H+ (protones) y OH- presentes en el medio en que se produce la reacción. Este comportamiento puede ocurrir para un elemento con un solo número de oxidación, como Zn y Al; y para elementos con más de un número de oxidación, en cuyo caso puede ser anfótero uno solo de ellos, ejemplo Cr(III), o los dos, caso de Pb y Sn en sus número de oxidación II y IV. Además, algunos de ellos pueden combinarse también con más de una molécula de agua, para formar oxoácidos. En estos casos, se trabaja igual que antes. Zn: este elemento forma un solo óxido y se combina con agua para dar un hidróxido o un oxoácido, como muestran las siguientes reacciones. ZnO + H2O Zn(OH)2 (ac) ZnO + H2O H2ZnO2 (ac) Ácido cínquico Al: este elemento también forma un solo óxido, pero puede combinarse con una y tres moléculas de agua para dar oxoácidos diferentes. Al2O3 (s) + H2O (l) Al(OH)3 (ac) Al2O3 (s) + H2O (l) 2 HAlO2 (ac) Ácido Metaalumínico Al2O3 (s) + 3H2O (l) 2 H3AlO3 (ac) Ácido Ortoalumínico Pb y Sn: estos dos elementos presentan comportamientos similares para sus dos números de oxidacións. Ambas pueden combinarse con una y dos moléculas de agua para formar oxoácidos. PbO (s) + H2O (l) Pb(OH)2 (ac) Hidróxido Plumboso PbO (s) + H2O (l) H2PbO2 (ac) Ácido Metaplumboso PbO (s) + 2 H2O (l) H4PbO3 (ac) Ácido Ortoplumboso

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PbO2 (s) + H2O (l) Pb(OH)4 (ac) Hidróxido Plúmbico PbO2 (s) + H2O (l) H2PbO3 (ac) Ácido Metaplúmbico PbO2 (s) + H2O (l) H4PbO4 (ac) Ácido Ortoplúmbico Cr: este elemento presenta anfoterismo solo para una de sus número de oxidacións (III), y solo se combina con una molécula de agua para dar oxoácidos. Cr2O3 (s) + H2O (l) Cr(OH)3 (ac) Hidróxido Cromoso o de cromo (III) 2 HCrO2 (ac) Ácido Cromoso Cr2O3 (s) + H2O (l) Hidruros: son compuestos binarios de H, actuando con número de oxidación +1 (forma un catión) o –1 (forma un anión). En el primer caso, forma los hidrácidos; mientras que en el segundo, forma parte de los compuestos llamados “hidruros”, que son los que veremos a continuación. Para formar un hidruro, el H- se puede combinar con cualquier elemento que posee una carga positiva, sea metal o no metal. Su fórmula general, para hidruros metálicos, es: MeHn Como siempre, al ser un compuesto binario, los elementos que lo componen intercambian sus números de oxidación, que se colocan como subíndices. Es importante que prestes atención a como está escrita la fórmula, con el H en segundo lugar, al revés que los hidrácidos. Para nombrarlos, se indica “hidruro de” seguida del nombre del metal. Ejemplo: NaH Hidruro de sodio MgH2 Hidruro de Magnesio Para los hidruros de elementos no metálicos, F, Cl, Br, I, S, Se, Te, etc., se escribe igual que los hidrácidos, pero siempre indicando su estado de agregación, que es gaseoso. HnE(g) Para nombrarlos se indica primero, el nombre del elemento con terminación “uro” seguido por “de hidrógeno”. Por ejemplo: HCl Cloruro de hidrógeno H2Se Seleniuro de hidrógeno Ejercicio 12: escribí la formula de los siguientes compuestos. Hidruro de calcio Hidruro de magnesio Hidruro de hierro(II) Hidruro de niquel (III) Ejercicio 13: nombrá los siguientes compuestos. LiH CoH3 AlH3 HI Hidrácidos: este segundo tipo de ácidos, se forma por combinación de H con un elemento no metálico, F, Cl, Br o I actuando con número de oxidación -1, o S, Se y Te actuando con número de oxidación -2. Son compuestos binarios del H, en los que este elemento actúa con número de oxidación +1, y existen como tales disueltos en agua. La fórmula de los hidrácidos es: HEn

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Siendo E el elemento no metálico compuestos, partamos otra vez de ejemplo: H+ (ac) + Cl- (ac) H+ (ac) + Se2- (ac)

y n su número de oxidación. Para formular estos sus elementos y sus números de oxidación. Por HCl (ac) H2Se (ac)

Para nombrarlos, se indica el tipo de compuesto, ácido seguido del nombre del elemento terminado en “hídrico”. Para los ejemplos: HCl Ácido Clorhídrico H2Se Ácido Selenhídrico Para obtenerlos, se burbujea el hidruro gaseoso en agua, formándose el correspondiente hidrácido. HCl (g) HCl (ac) H2S (s) H2S (ac) ¿Te animas a hacerlo solo? Entonces resolvé los siguientes ejercicios. Ejercicio 14: Escribí la fórmula de: Acido fluorhídrico Acido telurhídrico Acido bromhídrico Ejercicio 15: Nombrá los siguientes hidrácidos: HI / H2S Ejercicio 16: escribí la reacción de formación de los hidrácidos anteriores. Sales: estos compuestos químicos se forman por combinación de un hidróxido con un ácido, ya sea un oxoácido o un hidrácido. Las sales provenientes de oxoácidos se denominan oxosales y aquellas que provienen de hidrácidos se denominan genéricamente sales de uro, por ser esta la terminación de su nombre. Para obtener su fórmula, se hace perder al ácido sus H dejando los elementos restantes con una carga negativa “igual al número de H perdidos”; por otro lado, el hidróxido pierde sus oxhidrilos dejando al metal como ión con carga positiva. Estos dos iones interaccionan entre sí para formar la sal. La carga del catión se coloca sin signo, como subíndice del anión y la carga del anión, sin signo, como subíndice del catión. Veamos un ejemplo simple, con una sal de uro: NaOH (ac) + HCl (ac) Na+ + OH- + H+ + ClNaCl (ac) + H2O (l) La reacción total se escribe: NaOH (ac) + HCl (ac) NaCl (ac) + H2O (l) Por supuesto, como toda reacción química, se debe balancear. En este caso, la reacción ya está balanceada, pero veamos uno en que esto no ocurre: Ca(OH)2 (ac) + HCl (ac) Ca2+ + 2 OH- +H+ + ClCaCl2(ac) + H2O (l) Ca(OH)2 (ac) + 2 HCl (ac) CaCl2 (ac) + 2 H2O (l) Probemos ahora con una oxosal: NaOH (ac) + HClO (ac) (l)

Na+ + OH- + H+ + ClO-

La reacción total también está balanceada y es: 27

NaClO (ac) + H2O

NaOH (ac) + HClO (ac)

NaClO (ac) + H2O (l)

Otro ejemplo Ca(OH)2 (ac) + H2SO4 (ac) Ca2++ 2OH- + 2H+ + SO2Ca2(SO4)2(ac) + H2O(l) En este caso, los subíndices del catión y del anión, son múltiplos entre sí, por lo cual, se simplifican, y la reacción total resulta: Ca(OH)2 (ac) + H2SO4 (ac) CaSO4 (ac) + H2O (l) Una ayudita para aprender a balancear estas reacciones: empezá por el elemento metálico, después equilibrá el elemento principal del oxoácido, y por último, los H y O, en cualquier orden. Vas a ver que si todos tus compuestos están bien escritos y la reacción está bien planteada, después de balancear el metal, el elemento principal del oxoácido y el H (o el O) el elemento restante debería estar balanceado. La reacción entre un hidróxido y un ácido se llama reacción de neutralización, y en ella también se produce agua, por combinación de los H+ y OH- que perdieran ambos compuestos iniciales. ¿Cómo las nombramos? Se indica primero el nombre del anión, proveniente del ácido con una terminación particular, seguido del nombre del catión seguido de su número de número de oxidación, en romanos y entre paréntesis, si puede actuar con más de uno. También podes usar la nomenclatura tradicional para indicar la número de oxidación del metal, es bastante común cuando este posee más de una. Para nombrar las oxosales: • Si el oxoácido termina en “oso” se reemplaza por “ito”. • Si el oxoácido termina en “ico” se reemplaza por “ato”. • Si el nombre del oxoácido incluía un prefijo, este no cambia. También se puede usar la nomenclatura sistemática, en la que solo se debe omitir la palabra ácido y reemplazar “hidrógeno” por el nombre del catión, indicando si es preciso, su número de oxidación. Para las sales de uro: • La terminación “hídrico” se reemplaza por “uro” (de allí su nombre). Veamos como ejemplo las sales que formamos: La sal NaClO, proviene de la combinación del ácido hipocloroso con hidróxido de sodio, reemplazando oso por ito, la llamamos “hipoclorito de sodio”, o por la nomenclatura sistemática, “oxoclorato (I) de sodio”. La sal Na2SO4 se forma por combinación de ácido sulfúrico con hidróxido de sodio, reemplazando ico por ato, se llama “sulfato de sodio” o por la nomenclatura sistemática, “oxosulfato (VI) de sodio”. Para la sal NaCl debemos cambiar “hídrico” por “uro”, entonces se la llama “cloruro de sodio”. Por lo mismo, la sal CaCl2 se denomina “cloruro de calcio”. La última sal que nos resta nombrar es CaSO4 y la llamamos “sulfato de calcio” o por la nomenclatura sistemática, “oxosulfato (VI) de sodio”. Tratemos de nombrar algunas sales partiendo de su fórmula: 1) Fe(NO3)3 Para nombrarla, debemos reconocer el catión y el anión que la forman, así como los subíndices de cada uno. No te olvides, que estos indican la carga del anión y del catión. En este caso, el catión es el metal hierro (Fe) y no tiene subíndice El anión, por otro lado tiene un subíndice 3, nos está indicando que esta es una sal de hierro (III) o férrica. Si todavía no recordás el nombre del anión o te resulta difícil reconocerlo, tenés que pensar de qué ácido se partió. Es claro, por la presencia del O, que hay que pensar en un oxoácido. ¿Cuál? Mirando el elemento central reconocemos al N. Este forma dos oxoácidos, con número de oxidación (III) y (V), si repasas los mismos, vas a ver que nuestro ejemplo corresponde al ácido nítrico, formada con la número de oxidación (V). 28

Entonces, usando las reglas de nomenclatura, la sal se llama nitrato de hierro (III), nitrato férrico o usando la nomenclatura sistemática, trioxonitrato (V) de hierro (III). 2) ZnSO3 En este caso, reconocemos el catión como zinc y el anión como sulfito. Ninguno presenta subíndice, pero esto no implica que sean 1. Sabemos que el carbonato tiene una carga total de 2-, y si buscamos en la tabla periódica, vemos que el Zn posee un número de oxidación igual a 2+. En este caso, ambos se simplificaron. Es muy importante prestar atención a este punto porque podes confundirte y nombrar mal la sal. El nombre de este compuesto es “sulfito de zinc” o “sulfito cínquico” o “trioxosulfato (IV) de zinc”. 3) PbBr2 Esta es una sal binaria, formada por Pb (II) como catión, Br- como anión. Se llama “bromuro de plomo (II)” o “bromuro plumboso”. Intentemos ahora en sentido inverso, escribir la fórmula partiendo del nombre del compuesto. 1) Tetraoxoclorato (VII) de Al(III): el metal es, obviamente, Al(III). El anión tiene 4 átomos de O (tetraoxo) y como elemento central Cl con número de oxidación (VII), por lo que corresponde al anión ClO4-.La fórmula de la sal es: Al(ClO4)3 2) Iodito cuproso: el catión es Cu(I) y el anión está formado por I (III). Su fórmula será: CuIO2 Ahora es tu turno. Resolvé los siguientes ejercicios. Ejercicio 17: Nombrá las siguientes sales: a) KNO2 b) BaCO3 c) Na4PbO4 d) Cu3(PO3)2 e) AgCl f) CaCO3 g) NiBr2 j) K2S k) FeSO3 l) Cr(ClO)3 m) Au(ClO4)3 n) Al(IO3)3 Ejercicio 18: escribí la fórmula de las siguientes sales a) Sulfato de estroncio b) Bromuro férrico c) Metaantimonito de cinc d) Pirofosfato de plumboso e) Piroantimonito de plúmbico f) Carbonato de calcio g) Ortofosfito cúprico h) Permanganato de potasio i) Floururo argéntico 29

j) Carbonato de bario k) Sulfato de litio l) Plumbito de sodio m) Metaborato de estroncio n) Carbonato férrico o) Nitrato cobaltoso p) Perclorato magnésico q) Bromito estágnico r) Iodato plumboso s) Hipoclorito alumínico Ejercicio 19: Escribí las reacciones de obtención de los compuestos de los ejercicios anteriores. Sales ácidas y básicas: algunas sales se forman por neutralización incompleta de los ácidos o las bases que las originan, cuando estos poseen más de un hidrógeno u oxhidrilo, respectivamente. En estos casos, la fórmula de la misma incluye uno o más hidrógenos si es una sal ácida, y uno o más oxhidrilos si la sal es básica. Solo hay que prestar atención, porque al no perder todos los hidrógenos u oxhidrilos, la carga total de los iones formados no es la misma. Para nombrarlas, solo debe indicarse, luego del anión, la presencia de hidrógenos u oxhidrilos con la palabra ácida o básica, respectivamente, e indicando su número usando los prefijos di, tri, etc. Sulfato ácido de calcio: Ca(HSO4)2 Sulfato básico de calcio [Ca(OH)]2SO4 Peróxidos y superóxidos: son compuestos formados por un metal y O, actuando este último con número de oxidación mayor a -2, pero también negativos. Una característica particular de estos compuesto, es que el O nunca se halla en forma monoatómica, sino diatómica. Para nombrarlos simplemente se indica el tipo de compuesto, peróxido o superóxido, según corresponda, seguido del nombre del metal. Peróxidos: en ellos el O actúa con número de oxidación -1 y al ser diatómico la fórmula de su anión es O22- (anión peróxido). Ejemplos: Peróxido de sodio: Na2O2 El subíndice del sodio no es otra cosa que la carga del anión peróxido. Este, por su parte, tiene su propio subíndice y como el sodio posee número de oxidación +1 no se agrega nada. Peróxido de Magnesio: MgO2 En este caso, ambos iones, poseen una carga igual a 2, Mg2+ y O22-, por lo que al colocar los respectivos subíndices, éstos se cancelan y solo permanece el que indica el tipo de anión. Peróxido férrico: Fe2(O2)3 Para este caso, los iones poseen diferente carga, por lo que no se cancelan los subíndices, y es necesario colocar el anión peróxido entre paréntesis. Superóxidos: el oxígeno actúa con número de oxidación -0,5 y al ser diatómico la fórmula de su anión es O2- (anión superóxido). Ejemplos: Superóxido de litio: LiO2 30

Como ambos iones tienen una carga igual a 1, ninguno lleva subíndice. Superóxido de estaño: Sn(O2)2 En este caso, se indica como subíndice el número de oxidación del Sn (II), poniendo entre aréntesis el anión superóxido. ⃰ Importante: El subíndice 2 del oxígeno que indica el tipo particular de enlace diatómico nunca se simplifica, por lo que debes aprender bien los tres tipos de compuestos binarios que forma el oxígeno y no confundirlos. A modo de ejemplo, para que veas la diferencia entre ellos: Oxido de estaño: SnO Peróxido de estaño: SnO2 Superóxido de estaño: Sn(O2)2

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Estados de agregación de la materia En física y química se observa que, para cualquier sustancia o elemento material, modificando sus condiciones de temperatura o presión, pueden obtenerse distintos estados o fases, denominados estados de agregación de la materia, en relación con las fuerzas de unión de las partículas (moléculas, átomos o iones) que la constituyen. La materia se presenta en tres estados o formas de agregación: sólido, líquido y gaseoso. Dadas las condiciones existentes en la superficie terrestre, sólo algunas sustancias pueden hallarse de modo natural en los tres estados, tal es el caso del agua. La mayoría de sustancias se presentan en un estado concreto. Así, los metales o las sustancias que constituyen los minerales se encuentran en estado sólido y el oxígeno o el CO2 en estado gaseoso: • • •

Los sólidos: Tienen forma y volumen constantes. Se caracterizan por la rigidez y regularidad de sus estructuras. Los líquidos: No tienen forma fija pero sí volumen. La variabilidad de forma y el presentar unas propiedades muy específicas son características de los líquidos. Los gases: No tienen forma ni volumen fijos. En ellos es muy característica la gran variación de volumen que experimentan al cambiar las condiciones de temperatura y presión.

Cuando un cuerpo recibe energía en forma de calor, aumenta su temperatura o cambia de estado. Otro efecto importante del calor es la dilatación. 32

Cuando la materia se calienta, se pueden producir los siguientes cambios de estado: • Fusión: es el paso de sólido a líquido. • Vaporización: es el paso de líquido a gas. Se puede producir de dos formas diferentes: • Evaporación: es el paso de líquido a gas a cualquier temperatura. • Ebullición: es el paso de líquido a gas a una temperatura fija. Cuando un cuerpo se enfría se puede producir: • Licuefacción o condensación: es el paso de gas a líquido. • Solidificación: es el paso de líquido a sólido.

Cuestionario 1.- Escribe en qué se diferencian los siguientes términos: - temperatura. - calor. 2.- ¿Qué quiere decir que dos cuerpos han alcanzado el equilibrio térmico? 3.- ¿De cuántas formas se puede propagar el calor? 4.- ¿Cómo llega la energía del Sol a la Tierra? 5.- Escribe el nombre de dos materiales buenos conductores del calor y dos aislantes térmicos. 6.- ¿Qué es la dilatación? 7.- ¿Qué cambios de estado se pueden producir cuando la materia se calienta? ¿En qué consiste cada uno de ellos? 8.- ¿En qué se diferencia la evaporación de la ebullición? 9.- ¿Por qué se deja una pequeña separación entre los raíles del tren, en los puentes, en las pistas de aterrizaje, etc.? 10.- Escribe verdadero o falso. - Los cuerpos calientes contienen más calor que los fríos. - Los cuerpos calientes tienen una temperatura más alta que los cuerpos fríos. - El calor es el paso de energía desde un cuerpo caliente a uno frio. 11.- Indique estado inicial y final: una bolita de naftalina en el ropero perfume manteca agua en el espejo empañado del baño agua hirviendo en una pava gas envasado

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Problemas de soluciones 1) ¿Cuántos moles de soluto hay en: a) 4 litros de disolución es 2M de ácido sulfúrico. B) 200 cm3 disolución 0.4 M en hidróxido de aluminio? Sol.: a) 8 moles; b) 0,08 moles

2) ¿Cuál es la concentración de K+, Al3+ y SO4+ en una disolución de KAl(SO4)2 0,01M? Considerar la disolución completa Sol.: [K+] = 0.01 M; [Al3+] = 0.01 M; [SO2+]= 0.02 M

3) Se disuelven 294 g de ácido fosfórico hasta lograr 1 litro de disolución cuya densidad es 1,15 g/cm3. Calcula la concentración en g/l y la molaridad. Sol.: 294 g/l; 3 M

4) ¿Qué molaridad tiene un ácido sulfúrico del 98% en peso y densidad de 1,86 g/cm3? ¿Qué volumen se necesita para preparar 1 litro de disolución o,5M? Sol.: 18,6M; 27,44 cm3

5) Una disolución concentrada de ácido clorhídrico de un 35.2% en masa de ácido puro tiene un densidad de 1,175 g/cm3 . Averigua el volumen de este ácido necesario para preparar 1,5 litros de disolución 2M. Sol.: 265 cm3

6) Calcula la densidad de una disolución de amoniaco al 20 % en masa de NH3 y que es 11M. Sol.: 0.935 g/cm3

7) Se disuelven 5 g de ácido clorhídrico en 35 g de agua, Sabiendo que la densidad de la disolución es 1,060g/cm3, haIlar: a) tanto por ciento en masa. b) molaridad c) fracción molar de HCl. Sol.: a) 12.5 %; b) 3.7 M; c) 0.066

8) ¿Qué volumen de agua habrá que añadir a 100 ml de disolución de ácido sulfúrico al 26% y densidad 1.19 g/cm3 para obtener una disolución 1.5 M? Sol.: 110,4 mI

9) Una disolución acuosa de ácido fosfórico contiene 300 g/l de ácido puro. Su densidad a dicha temperatura es 1,153 g/cm3. Calcula: a) concentración en tanto por ciento en masa b) molaridad Sol.: a) 26.02%; b) 3,06 M

10)La solubi1idad del fluoruro de calcio en agua es de 0,132 g por 100 mL de disolución acuosa. Calcula la molaridad de la disolución saturada. Sol.: 0.017 M

11)Se mezclan 400 g de una disolución de HCl al 10% con 100 g de una disolución de HCl al 50%. Halla la concentración de la nueva disolución en: a) % en masa, b) fracción molar Sol.: a) 18%. b) 0.097

12)Cuál es la molaridad de la disolución obtenida al mezclar 15 cm3 de una solución 0,24M de cloruro sódico con 35 cm3 de agua, obteniendo un volumen final de 50 cm3? Sol.: 0,072M

13)¿Cuántos gramos de una disolución de tricloruro de hierro al 4 % contiene 10 g de esta sal? Sol.: 250 g

14) Un martini contiene un 30 % en masa de alcohol. Aproximadamente, el 15 % del alcohol ingerido pasa a la sangre. Calcula la concentración de alcohol en la sangre tras beber tres

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martinis. Masa del martini 150 g. El adulto contiene por término medio 7 litros de sangre. Una concentración de 0,003 g/cc es indicativa de intoxicación. Sol.: 0.0029 g/cc

15) El ácido nítrico comercial es una disolución acuosa al 70 % en masa y su densidad es de 1,42/cc. Averigua su molaridad Sol.: 15,77 M

16) Una disolución de NaCl contiene 50 mg de cloruro sódico por mililitro. ¿Hasta qué volumen debe diluirse para que la concentración sea 30 mg/ml? Sol.:se debe añadir agua hasta que cada mL se convierta en 1,667 mL

17) Una disolución de ácido nítrico de densidad 1,405 g/mL contiene 68,1% en masa de ácido puro. Hallar su molaridad, normalidad y molalidad. Sol: 15,18 :M; 15,18 N; 33.9 m

18)¿Cuántos cm3 de disolución de HCl del 40 % de riqueza y densidad 1,2 g/cm3 se necesitan para preparar 5 litros de disolución 0,1N? Sol.: 38 cm3

19) 1 g de determinado metal reacciona totalmente con ácido sulfúrico diluido. En la reacción se desprende hidrógeno que, recogido sobre agua, ocupa un volumen de 390 cm3 a 25C y 745 mm de Hg. El ácido sulfúrico diluido se preparó a partir de uno comercial de densidad 1.84 g/cm3 y riqueza en peso del 91 %. Calcular: a) La molaridad del ácido sulfúrico comercial b) El volumen del ácido comercial que será necesario para preparar un litro de ácido sulfúrico 0.5N c) El peso equivalente del metal (Datos: presión de vapor del agua a 25C = 23,8 mm de Hg; Relación de masas atómicas en g/at-g: S=32; O=16; H=l) Sol.: a) 17 M; b) 14,7 mL; c) 33.6

20) Se mezclan 400 g de una disolución de HCI al 10% con 100 g de una disolución de HCI al 50%. Hallar la concentración de la nueva disolución en: a) % en peso. b) fracción molar. Sol a) 18 %. b) 0,097

21)¿Qué volumen de ácido clorhídrico 0,6 M se necesita para que reaccione completamente con 2,1 g de carbonato sódico sólido? La reacción es: HCl + Na2CO3 CO2 + NaCl + H2O Sol.: 66 mL

22) Se disuelven 7,46 gramos de cloruro potásico, 1,4625 gramos de cloruro sódico y 3.4840 gramos de sulfato potásico en agua, hasta obtener un volumen total de disolución de 500 mL. Suponiendo que todas las sales se disocien totalmente. ¿Cuál sería la concentración de cada uno de los iones en la disolución final? Sol.: [K+] = 0,28M; [Cl-] = 0,25M; [Na+] = 0,05M; [SO42-] = 0,04M

23) En ciertas aguas la concentración del ion plata es de 28 partes por billón, a) ¿Cuál es la molalidad del ion plata. b) ¿Cuántos litros de agua habría que tratar para obtener 100 g de plata? Densidad del agua = 1 g/cm3 Sol.: 2,6 x 10-10 m; 3,6 x 106 L

24) Expresar la concentración de 40 g de una solución acuosa que contiene 8 g de soluto y cuya densidad es de 1,15 g/cm3, en: a) gramos de soluto por 100 g de solución, b) gramos de soluto por 100 g de disolvente, c) gramos de soluto por 100 cm3 de solución. 35

25) Se disuelven 0,5 g de cloruro de sodio en una determinada cantidad de agua, de tal modo que resulten 300 cm3 solución. Expresar 1a concentración de la solución en gramos de soluto por litro de solución. 26) Hallar la normalidad de una solución de H2SO4 de 98 % P/P y densidad de 1,84 g/cm3. Rta.: 36,8N

27) Se tienen 250 cm3 de solución 0,5 N de ácido sulfúrico, se desea saber: a. ¿.cuántos moles contiene? b. ¿cuántos equivalentes hay? Rta.: 0,0625 moles; 0,125 equivalentes

28) ¿Qué volumen de solución 0,1 N de KOH se necesitan tomar para tener 2,8 g de base? Rta.: 500 cm3

29) Se desea preparar 500cm3 de solución 0,2 N de un ácido, partiendo de una solución 0,5N del mismo. Calcular el volumen de solución que se necesita. Rta.: 600 cm3

30) Una solución acuosa de ácido sulfúrico al 11 % P/P tiene una densidad de 1,08 g/cm3 . Expresar su concentración en: a) gramos de soluto/100 gramos de solución. b) gramos de soluto/100 gramos de disolvente. c) % P/V d) N e) M. f) M Rta.: a. 11;b. 12,36; c. 11,88 % P/V; d. 2,42 N; e. 1,21 M; f. 1,26 m

31) Una solución acuosa contiene 10 g de sal en 40 g de solución. Expresar su concentración en: a) Gramos de sal por 100 g de agua. b) Gramos de sal por 100 g de solución. Rta.: 33,33 g; 25 g

32) Se disuelven 10 g de cloruro de sodio en 50 g de agua, expresar la concentración en: a) Gramos de sal por 100 g de solución. b) Gramos de sal por 100 cm ³ de disolvente. Rta.:16,66 g; 20 g

33) Se disuelven 14 g de ácido en 1 litro de agua, la densidad de la solución es de 1,06 g/cm ³, expresar la concentración en gramos de ácido por litro de solución. Rta.:14,6 g

34) Se quiere preparar una solución de sal en agua de forma que la concentración sea de 15 g de sal en 100 g de agua, se dispone de 50 g de sal, calcular: a) ¿Qué cantidad de solución se puede preparar? b) ¿Cuánta agua se precisa? Rta.:383,33 g; 333,33 g

35) Se disuelven 40 g de ácido en 600 g de agua, la densidad de la solución es 1,6 g/cm ³, calcular la concentración en: a) Gramos de ácido por 100 g de agua. b) Gramos de ácido por litro de solución. Rta.:6,66 g; 100 g

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36) Se disuelven 8,5 g de ácido en 200 g de agua, la densidad de la solución es 1,2 g/cm ³, calcular la concentración en: a) Gramos de ácido por 100 g de solución. b) Gramos de ácido por litro de solución. Rta.: 4,07 g; 48,9 g

37) Calcular los equivalentes gramos de Ca(OH)2, Al(OH)3 y Na2SO4. Rta.: 28,5 g; 26 g; 71 g

38) ¿Qué cantidad de CaCl2 se necesitan para preparar: a) 400 cm ³ de solución 0,5 M. b) 3000 cm ³ de solución 3 M. Rta.: 22,2 g; 999 g

39) ¿Qué volumen de solución 0,1 N de KOH son necesarios para neutralizar totalmente a 25 cm de solución 0,5 N de H2SO4?. Rta.: 62,5 cm ³

40) Durante una titulación se neutralizan 30 ml de una solución de H2SO4 con 21 ml de NaOH, calcular: a) Normalidad de la solución ácida. b) Molaridad de la solución ácida. Rta.: 0,35 N; 0,175 M

41) Si 10 ml de solución 2 N de HCl neutralizan exactamente a 12,5 ml de solución de NaOH, calcular: a) Normalidad de la solución básica. b) Gramos de NaOH contenidos en dicho volumen de solución. Rta.: 1,6 N; 0,8g

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TRABAJOS DE LABORATORIO MEDIDAS DE SEGURIDAD A. Información • Localizar los dispositivos de seguridad más próximos Estos dispositivos son elementos tales como extintores, lavaojos, ducha de seguridad, mantas antifuego, salidas de emergencia. etc. Infórmese sobre su funcionamiento. • Leer las etiquetas de seguridad Infórmese sobre las medidas básicas de seguridad. El trabajo en el laboratorio exige conocer una serie de medidas básicas de seguridad que son las que intenta esta guía. • Prestar atención a las medidas específicas de seguridad Las operaciones que se realizan en algunas prácticas requieren información específica de seguridad. Estas instrucciones son dadas por el profesor y/o recogidas en la guía de laboratorio y debe prestarles una especial atención. • En caso de duda, consultar al profesor Cualquier duda que tenga, consúltela con su profesor. Recuerde que no está permitido realizar ninguna experiencia no autorizada. B. Protección • Cuide sus ojos Los ojos son particularmente susceptibles de daño permanente por productos corrosivos, así como por salpicaduras de partículas. Es obligatorio usar gafas de seguridad siempre que se esté en un laboratorio donde los ojos puedan ser dañados. No conviene usar lentes de contacto en el laboratorio, ya que en caso de accidente, las salpicaduras de productos químicos o sus vapores pueden pasar detrás de las lentes y provocar lesiones en los ojos. • Cómo ir vestido en el laboratorio El uso de delantal es obligatorio en el laboratorio, ya que por mucho cuidado que se tenga al trabajar, las salpicaduras de productos químicos son difíciles de evitar. El delantal será preferentemente de algodón, ya que, en caso de accidente, otros tejidos pueden adherirse a la piel, aumentando el daño. No es aconsejable llevar minifalda o pantalones cortos, ni tampoco medias, ya que las fibras sintéticas en contacto con determinados productos químicos se adhieren a la piel. Se recomienda llevar zapatos cerrados y no sandalias. Los cabellos largos suponen un riesgo que puede evitarse fácilmente, recogiéndolos. C. Trabajar con seguridad en un laboratorio • Normas higiénicas - No comer ni beber en el laboratorio, ya que es posible que los alimentos o bebidas se hayan contaminado. - Lavarse siempre las manos después de hacer un experimento y antes de salir del laboratorio. - Por razones higiénicas y de seguridad, está prohibido fumar en el laboratorio. - No inhalar, probar u oler productos químicos si no se está debidamente informado. - Nunca acercar la nariz para inhalar directamente de un tubo de ensayo. • Trabajar con orden y limpieza

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- Recordar que el orden es fundamental para evitar accidentes. Mantener el área de trabajo ordenada, sin libros, abrigos, bolsas, exceso de frascos de productos químicos y cosas innecesarias o inútiles. - Mantener las mesas y extractores siempre limpios. Se tienen que limpiar inmediatamente todos los productos químicos derramados. - Limpiar siempre perfectamente el material y aparatos después de su uso. • Actuar responsablemente - Trabajar pensando en cada momento lo que se estás haciendo, y con el material y reactivos ordenados. - No se debe bromear, correr, jugar, empujar, etc. en el laboratorio. • Atención a lo desconocido - Está terminantemente prohibido hacer experimentos no autorizados por el profesor. - No utilizar ni limpiar ningún frasco de reactivos que haya perdido su etiqueta. Entregarlo inmediatamente al profesor. - No sustituir nunca, sin autorización previa del profesor, un producto químico por otro en un experimento. - No utilizar nunca un equipo o aparato sin conocer perfectamente su funcionamiento. En caso de duda, preguntar siempre al profesor. D. Precauciones específicas en los laboratorios químicos • Manipulación del vidrio Muchos de los accidentes de laboratorio se producen por cortes y quemaduras con vidrio, que se pueden prevenir siguiendo unas reglas simples: • Nunca fuerce un tubo de vidrio, ya que, en caso de ruptura, los cortes pueden ser graves. Para insertar tapones en tubos de vidrio humedecer el tubo y el agujero con agua o silicona y proteger las manos con trapos. • El vidrio caliente debe dejarse apartado encima de una plancha o similar hasta que se enfríe. Desafortunadamente, el vidrio caliente no se distingue del frío; si se duda, usar unas pinzas o tenazas para manipularlo. • No usar nunca equipo de vidrio que esté agrietado o roto. Depositar el material de vidrio roto en un contenedor para vidrio, no en una papelera. • Manipulación de productos químicos • Los productos químicos pueden ser peligrosos por sus propiedades tóxicas, corrosivas, inflamables o explosivas. • Muchos reactivos, particularmente los solventes orgánicos, arden en presencia de una llama. Otros se pueden descomponer explosivamente con el calor. Si se usa un mechero, u otra fuente intensa de calor, alejar del mechero los reactivos químicos. No calentar nunca líquidos inflamables con un mechero. Cerrar la llave del mechero y la de paso de gas cuando no se utilicen. • No inhalar los vapores de productos químicos. Trabajar en una campana siempre que se usen sustancias volátiles. Si aún así se produjera una concentración excesiva de vapores en el laboratorio, abrir inmediatamente las ventanas. Si en alguna ocasión se tiene que oler una sustancia, la forma apropiada de hacerlo es dirigir un poco del vapor hacia la nariz. No acercar la nariz para inhalar directamente del tubo de ensayo. • Está terminantemente prohibido pipetear reactivos directamente con la boca. Usar siempre un dispositivo especial para pipetear líquidos. • Un posible peligro de envenenamiento, frecuentemente olvidado, es a través de la piel. Evitar el contacto de productos químicos con la piel, especialmente los que sean tóxicos o corrosivos. Lavarse las manos a menudo. 39

• Como norma general, leer siempre detenidamente la etiqueta de seguridad de los reactivos que se vayan a usar. • Transporte de reactivos No se deben transportar innecesariamente los reactivos de un sitio a otro del laboratorio. Las botellas se transportan siempre tomándolas por la base, nunca del tapón. Utilizar, si es necesario, un carro de seguridad • Calentamiento de líquidos No calentar nunca un recipiente totalmente cerrado. Dirigir siempre la boca del recipiente en dirección contraria a uno mismo y a las demás personas cercanas. • Riesgo eléctrico Para evitar descargas eléctricas accidentales, seguir exactamente las instrucciones de funcionamiento y manipulación de los equipos. No conectar nunca un equipo sin toma de tierra o con los cables o conexiones en mal estado. Al manipular en el interior de un aparato, comprobar siempre que se encuentra desconectado de la fuente de alimentación. • Radiaciones no ionizantes Los láseres suministran haces de radiación de elevada intensidad, que puede ser visible, infrarrojo o ultravioleta. En todos los casos, debe considerarse peligrosa la exposición directa al haz o incluso a la radiación que refleja. Si la luz alcanza al ojo, se concentra sobre la retina y puede producir ceguera permanente. La radiación ultravioleta puede dañar el ojo o la piel por lo que es necesario el uso de gafas especiales y otras protecciones. E. Eliminación de residuos Las medidas de seguridad no terminan al finalizar el experimento. La eliminación inadecuada o la ausencia de identificación son causa frecuente de contaminación ambiental y de accidentes. El depósito indiscriminado de residuos peligrosos, cristal roto, etc. en la papelera provoca frecuentes accidentes entre el personal de limpieza. • Residuos químicos. Los productos químicos tóxicos se tirarán en contenedores especiales para este fin. No tirar directamente en la pileta los productos que reaccionen con el agua (sodio, hidruros, amiduros, halogenuros de ácido), o que sean inflamables (solventes), o que huelan mal (derivados de S), o que sean lacrimógenos (halogenuros de benzilo, halocetonas), o productos que sean difícilmente biodegradables (polihalogenados: cloroformo). Las sustancias líquidas o las disoluciones que puedan descartarse en la pileta, se diluirán previamente, sobretodo si se trata de ácidos y de bases. No tirar a la pileta productos o residuos sólidos que puedan atascarlas. En estos casos, depositar los residuos en recipientes adecuados. F. Qué hay que hacer en caso de accidente: primeros auxilios En caso de accidente, avisar inmediatamente al profesor. El mismo está preparado para requerir asistencia médica inmediata, y conoce además los procedimientos de primeros auxilios. Se detallan a continuación los procedimientos más comunes, para tener información sobre los mismos. • Fuego en el laboratorio Evacuar el laboratorio, por pequeño que sea el fuego, por la salida principal o por la salida de emergencia si no es posible por la principal. Avisar a todos los compañeros de trabajo sin que se extienda el pánico y conservando siempre la calma. 40

Fuegos pequeños: Si el fuego es pequeño y localizado, apagar utilizando un extintor adecuado, arena, o cubriendo el fuego con un recipiente de tamaño adecuado que lo ahogue. Retirar los productos químicos inflamables que estén cerca del fuego. No utilizar nunca agua para extinguir un fuego provocado por la inflamación de un solvente. Fuegos grandes: Aislar el fuego. Utilizar los extintores adecuados. Si el fuego no se puede controlar rápidamente, accionar la alarma de fuego, avisar al servicio de extinción de incendios y evacuar el edificio. • Fuego en el cuerpo Si se le incendia la ropa, gritar inmediatamente para pedir ayuda. Tirarse en el suelo y rodar para apagar las llamas. No correr ni intentar llegar a la ducha de seguridad si no está muy cerca. Puede necesitar ayudar a alguien que se esté quemando. Cubrirlo con una manta antifuego, llevarlo hasta la ducha de seguridad, si está cerca, o hacerlo rodar por el suelo. No utilizar nunca un extintor sobre una persona. Una vez apagado el fuego, mantener a la persona tendida, procurando mantenerla abrigada y consiguiendo inmediatamente asistencia médica. • Quemaduras Las pequeñas quemaduras producidas por material caliente, baños, placas o mantas calefactoras, se tratan lavando la zona afectada con agua fría durante 10-15 minutos. Las quemaduras más graves requieren atención médica inmediata. No utilizar cremas y pomadas grasas en las quemaduras graves. • Cortes Los cortes producidos por la rotura de material de cristal son un riesgo común en el laboratorio. Estos cortes se tienen que lavar bien, con abundante agua corriente, durante 10 minutos como mínimo. Si son pequeños y dejan de sangrar en poco tiempo, lavarlos con agua y jabón y taparlos con una venda o apósito adecuados. Si son grandes y no paran de sangrar, se requiere asistencia médica inmediata. • Derrame de productos químicos sobre la piel Los productos químicos que se hayan vertido sobre la piel deben ser lavados inmediatamente con agua corriente abundante, como mínimo durante 15 minutos. Las duchas de seguridad instaladas en los laboratorios serán utilizadas en aquellos casos en que la zona afectada del cuerpo sea grande y no sea suficiente el lavado en una pileta.Es necesario sacar toda la ropa contaminada a la persona afectada lo antes posible mientras esté bajo la ducha. Recordar que la rapidez en el lavado es muy importante para reducir la gravedad y la extensión de la herida. Proporcionar asistencia médica a la persona afectada. • Actuación en caso de producirse corrosiones en la piel Por ácidos: Cortar lo más rápidamente posible la ropa. Lavar con agua corriente abundante la zona afectada. Neutralizar la acidez con bicarbonato de sodio durante 15-20 minutos. Sacar el exceso de pasta formada, secar y cubrir la parte afectada con linimento óleo-calcáreo o similar. Por álcalis: Lavar la zona afectada con agua corriente abundante y enjuagarla con una solución de ácido bórico o con una solución de ácido acético al 1%. Secar y cubrir la zona afectada con una pomada de ácido tánico. • Actuación en caso de producirse corrosiones en los ojos En este caso el tiempo es esencial (menos de 10 segundos). Cuanto antes se lave el ojo, menos grave será el daño producido. Lavar los dos ojos con agua corriente abundante 41

durante 15 minutos como mínimo en una ducha de ojos, y, si no hay, con un frasco para lavar los ojos. Es necesario mantener los ojos abiertos con la ayuda de los dedos para facilitar el lavado debajo de los párpados. Es necesario recibir asistencia médica, por pequeña que parezca la lesión. • Actuación en caso de ingestión de productos químicos Antes de cualquier actuación concreta pedir asistencia médica. Si el paciente está inconsciente, ponerlo en posición inclinada, con la cabeza de lado, y retirar la lengua hacia fuera. Si está consciente, mantenerlo apoyado. Taparlo con una manta para que no tenga frío. Prepararse para practicarle la respiración boca a boca, si tarda en llegar la asistencia médica requerida. No provocar el vómito si el producto ingerido es corrosivo. • Actuación en caso de inhalación de productos químicos Conducir inmediatamente a la persona afectada a un sitio con aire fresco. Requerir asistencia médica lo antes posible. Al primer síntoma de dificultad respiratoria, iniciar la respiración artificial boca a boca. Continuar la respiración artificial hasta que el médicolo aconseje. Tratar de identificar el vapor tóxico. Si se trata de un gas, utilizar el tipo adecuado de máscara para gases durante el tiempo que dure el rescate del accidentado. Si la máscara disponible no es la adecuada, será necesario aguantar la respiración el máximo posible mientras se esté en contacto con los vapores tóxicos.

RESUMEN DE REGLAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO Operar en el laboratorio de un modo seguro es una necesidad primordial para las autoridades de la Universidad como lo es para cada alumno. Está involucrada la seguridad personal del estudiante, de los docentes que lo asisten y la protección de la propiedad y equipamiento. Reglas generales - La primera regla básica es que el alumno nunca trabaje solo. - Utilizar el equipo que corresponda para evitar accidentes (guantes, anteojos de seguridad, campana de extracción de gases, etc.). Conocer la ubicación o utilización del equipo de seguridad (extintores de fuego, duchas de seguridad, lavaojos etc.) disponible para reducir daños accidentales. - Utilizar anteojos de seguridad. - Los visitantes que concurren al laboratorio deben tener el equipo de protección necesario, si no, no pueden ser admitidos. - La mayor parte de los productos químicos son venenosos cuando se ingieren. Nunca introducir en la boca un producto químico y evitar oler productos desconocidos. - Antes de utilizar un producto químico desconocido, leer la hoja de seguridad del mismo. Las etiquetas de los recipientes, deberán identificar a las sustancias y tendrás las advertencias sobre riesgos, si corresponde. Si la etiqueta no contiene suficientes informaciones de seguridad, obténgalas de su supervisor. No utilizar reactivos contenidos en recipientes sin etiqueta. - Si el material a utilizar no tiene informaciones de seguridad, considérelo como inflamable, volátil y tóxico hasta que se disponga de la información necesaria. - Evitar el contacto de productos químicos con la piel. El uso adecuado de espátulas, guantes, y procedimientos adecuados de transferencia elimina el contacto de productos químicos con la piel. 42

- Mantener ordenada el área de trabajo. Se facilita el trabajo y se evitan riesgos de volcar recipientes o utilizar los que no corresponden. - Dejar enfriar los materiales que se deben arrojar a la basura antes de tirarlos. Manejo del material de vidrio - Familiarizarse con los nombres de los elementos de vidrio del laboratorio. - Para insertar un tapón de corcho o goma en un tubo de vidrio, proteger ambas manos con un trapo para evitar lastimaduras en caso de ruptura. Las piezas de vidrio son frágiles y pueden causar heridas importantes. No emplear elementos de vidrio rajado, astillado o con bordes filosos. - La mayor parte del material de vidrio se limpia con detergente, agua y un cepillo o escobilla. En algunos casos se debe recurrir al empleo de soluciones de ácido nítrico o de solventes orgánicos para eliminar residuos persistentes. Luego de la limpieza una pieza de vidrio debe ser escurrida y secada con aire caliente. El calentamiento de elementos de vidrio de paredes gruesas con un mechero conduce a roturas. Equipo de seguridad - Hágase el hábito de emplear anteojos de seguridad cuando realiza trabajo de laboratorio. - Debido al carácter corrosivo, tóxico o inflamable que tienen la mayor parte de las sustancias químicas se dispone de equipo de seguridad colocado cerca del lugar de trabajo en el laboratorio. Cuando ocurre un accidente, es de primordial importancia disponer del equipo de seguridad adecuado lo más rápidamente posible. - Las quemaduras en la piel con álcalis o ácidos requieren el inmediato lavado con abundante agua. El empleo de soluciones de ácido bórico para neutralizar las quemaduras con álcalis y de bicarbonato de sodio para neutralizar las quemaduras con ácido ayuda a eliminar los restos corrosivos que puedan quedar adheridos a la piel después del lavado. - Equipos de primeros auxilios para tratar quemaduras o cortes pequeños deben encontrarse disponibles para su utilización. - Duchas de seguridad y lavaojos: Ambos elementos son los de mayor importancia para la protección personal contra los daños que puedan causar el fuego o los agentes corrosivos. Cuando la ropa es alcanzada por el fuego o por derrames de material corrosivo, cada segundo de demora en llegar a la ducha puede significar daños muy serios. Si la ropa queda impregnada con productos corrosivos, no dude en quitársela. Si los ojos se afectaron con material corrosivo, recurra rápidamente al lavaojos y mantenga los párpados abiertos con las manos para permitir el enjuague hasta que todo el material extraño haya sido eliminado. - Campana para gases: Prácticamente todos los productos químicos corrosivos emiten gases tóxicos. Las campanas están diseñadas para eliminar rápidamente vapores o gases tóxicos, inflamables o desagradables. Antes de iniciar un experimento, verifique si el mismo debe llevarse a cabo en la campana. Las campanas no deben utilizarse como lugar para almacenar objetos. Verifique el tiraje de la misma controlando que cuando baje la puerta frontal, como para que al dejar una abertura de solo unos pocos centímetros, el aire aspirado fuerce a que una tira de papel sea absorbida hacia el interior. - Vestimenta de laboratorio:

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Se recomienda el uso de guardapolvos o delantales para evitar salpicaduras de líquidos que pueden arruinar la ropa. Los guantes resistentes al calor son una protección excelente para manipular elementos calientes. Empleo de los productos químicos: Siempre se debe disponer de información sobre la peligrosidad de los productos a utilizar. Esta información puede estar detallada en la guía de trabajo, o será suministrada por el docente a cargo de la práctica. Asegúrese de saber con qué está trabajando. Busque y/o amplíe previamente al trabajo la información suministrada. Puede obtener mucha información consultando fuentes seguras en Internet, que pueden ser discutidas con el docente.

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Confección del Informe Cada alumno deberá presentar el informe a la clase siguiente de realizado el trabajo práctico. El informe se presentará con los gráficos realizados en papel milimetrado o logarítmico (según corresponda). Se admiten informes impresos realizados en computadora, pero no se aceptarán versiones electrónicas como entrega. El informe constará de los siguientes ítems: (siempre que corresponda) : 

Objetivo de la práctica



Materiales y Reactivos



Reacciones balanceadas



Gráficos



Esquema de los equipos empleados



Resultados obtenidos y su desviación



Cálculos realizados



Cuando el práctico involucre la obtención de constantes físicas o químicas deberán figurar en el informe los datos teóricos extraídos de bibliografía (manuales de constantes, libros de textos, revistas científicas, etc.)



Conclusiones (deben incluir un análisis crítico de los resultados obtenidos detallando las causas de posibles desviaciones)



No se debe incluir la descripción de la operatoria realizada, basta con indicar la técnica empleada de la guía práctica

Requisitos para la aprobación de los Trabajos Prácticos: 1) Realizar todos los trabajos prácticos programados según la guía de TP, incluyendo prácticos especiales si los hubiera. Esto implica una asistencia adecuada a los trabajos prácticos, (nunca menor al 75%) ya que por cuestiones de organización del laboratorio, sólo es posible recuperar un número limitado de prácticas. 2) Aprobar los interrogatorios previos o posteriores a las prácticas, los informes y los trabajos establecidos. 3) Estar presente en las fechas establecidas para confeccionar las actas y aprobar un breve interrogatorio, en los casos en que se considere necesario verificar los conocimientos adquiridos. 5) Aquellos alumnos cuyo promedio de notas provenientes de parcialitos, interrogatorios, informes y concepto no alcanzaran un promedio de 6 puntos o superior, deberán rendir un examen recuperatorio de Trabajos Prácticos en el mes de noviembre( semana 32). El alumno que no cuente con la aprobación de los TP correspondientes deberá recursar la materia.

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TRABAJO PRÁCTICO N° 1 SISTEMAS MATERIALES INTRODUCCIÓN Cuando observamos un conjunto de cuerpos nos referimos a él como sistema para distinguirlo de los cuerpos que no nos interesan en nuestra observación. Al examinar un L de agua corriente sin tener en consideración el recipiente, separamos porciones del L de agua y estudiamos alguna de sus propiedades intensivas, por ejemplo su punto de congelación, comprobaremos que todas las porciones que separamos congelan a la misma T. En estos casos se dice que el agua es un cuerpo homogéneo. Si en cambio, consideramos una mezcla de arena y sal de cocina, y procedemos a separar porciones de la mezcla llegaríamos a comprobar que no todas tienen las mismas propiedades intensivas, algunas (los granos de sal) se disuelven en agua y otras (los granos de arena) resultan insolubles. En este caso se dice que la mezcla de arena y sal constituye un sistema heterogéneo. TRABAJO EXPERIMENTAL Observación y análisis de sistemas materiales •

ANOTE TODAS LAS OBSERVACIONES EN LA LIBRETA DE LABORATORIO.

• • •

Los alumnos traerán distintos elementos que se descartan en sus hogares, como por ejemplo: Telgopor, corcho, aceite, sal, te, café, grafito en polvo, aspirina, etc. Armarán sistemas de dos o más componentes y luego procederán a separarlos por métodos físicos.

•

Las siguientes preguntas le permitirán analizar adecuadamente el sistema

• • • • •

¿Es un sistema homogéneo o heterogéneo? ¿Cuántas fases distingue? ¿Cuáles son? ¿Cuántos componentes tiene el sistema? ¿Cuál es el componente más importante del sistema? Calcule la composición porcentual del sistema.

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SERIE DE PROBLEMAS 1.1. Calcular la composición centesimal de cada uno de los siguientes sistemas. a) 20,0 g de carbón, 13,0 g de hierro y 25,0 g de aserrín. b) 8,00 g de sal, 20,0 ml de agua (d = 1,00 g/cm3) y 32,0 g de Cu. c) Una sustancia compuesta por C, H y O, de la que se sabe que 0,600 g de muestra contiene 0,240 g de C y 0,040 g de hidrógeno. d) Una sustancia formada por cloro y calcio, sabiendo que MCloro / MCalcio = 35,5 / 20,0. 1.2. Calcular la composición centesimal del siguiente sistema: 5,00 g de S, 18,0 g de arcilla, 0,120 g de cloruro de sodio y 100 g de agua. 1.3. Calcular la masa de cada componente que hay en 30 g de una solución que contiene 70 % m/m de agua y 30 % m/m etanol. 1.4 ¿En qué masa de solución que contiene 5 % m/m de azúcar y 95 % m/m. de agua hay 22,0 g de azúcar? 1.5 ¿Qué masa de iodo se necesita disolver en 20,5 g de benceno para que la solución resultante sea 4,0 % m/m de yodo? 1.6 Un sistema heterogéneo contiene hierro, aceite y agua. La composición es 25 % m/m de aceite y 60 % m/m de agua. Si se separa el aceite, ¿cuál es la composición del sistema resultante? 1.7 Un sistema heterogéneo está constituido por 4,0 % m/m de Cu, 18 % m/m de hierro y el resto plomo. Partiendo de 30,0 g de sistema, se eliminó parte del plomo hasta obtener un nuevo sistema con 30,6 % m/m de plomo ¿Qué masa de plomo se eliminó? 1.8 Se trabaja con 200 g de un sistema que contiene 22,0 % m/m de carbón en trozos, 4,0 % m/m de sal, 6,0 % m/m de azúcar, 8,0 % m/m de S y el resto de hierro. Primero se añade abundante agua y se filtra. Luego se retira el hierro. ¿Qué porcentaje de carbón hay en el sistema resultante sólido? ¿Cuál es la masa del sistema final? 1.9 ¿Qué método o métodos se pueden emplear para separar cada uno de los componentes de los siguientes sistemas: a) cuarzo y sal. b) agua y kerosén. c) azúcar, agua y carbón. d) sal, hielo y agua 1.10. Dado el sistema agua, aceite y cuarzo. Indique a) ¿es homogéneo o heterogéneo? b) ¿cuáles son sus componentes? c) ¿Cuántas fases hay y cuáles son?

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TRABAJO PRÁCTICO N° 2 FILTRACIÓN. SEPARACIONES DE MATERIAL INSOLUBLE INTRODUCCION Este procedimiento de laboratorio es de utilización muy frecuente para disponer de soluciones límpidas, es decir libres de material insoluble. Supongamos que disponemos de una muestra de sal que está contaminada con arena (esto se verifica en el examen visual). Para poder separar el material insoluble (arena) y analizarlo con mayor cuidado e incluso cuantificar la cantidad presente en la muestra de sal se procede a disolver una cantidad pesada de muestra, y a filtrar la solución para separar la porción de arena insoluble La filtración puede hacerse por gravedad o con vacío. Veremos los dos procedimientos y compararemos las ventajas que tiene cada uno de ellos. Filtración por gravedad La solución de sal, con partículas de arena, pasa por un papel de filtro sostenido por un embudo y se recoge en un recipiente limpio colocado debajo del embudo. La gravedad fuerza al líquido a pasar por los poros del papel de filtro. El papel no deja pasar los granos de arena y así se produce la separación. Si se desea conocer la cantidad de arena presente en la muestra, es necesario lavar la arena filtrada para eliminar la solución salina que embebe los granos de arena. El lavado se hace pasando agua destilada sobre los granos de arena. El líquido de lavado que atraviesa el papel y arrastra la sal que embebe el sólido en el filtro, se recoge en un recipiente separado y se llama aguas de lavado. El residuo sólido (ahora libre de restos de sal) se encuentra mojado pero sin sal. Cuidadosamente, sin perder arena, se transfiere todo el residuo que está en el filtro, separándolo del papel, a un cristalizador o vaso de precipitados previamente tarado. El recipiente y su contenido, se introducen en la estufa para secar la arena. Terminado el secado, se pesa el residuo de arena y se determina el porcentaje de material insoluble que contiene la muestra. Si se desea disponer de una solución de sal libre de material insoluble, se descarta el residuo de granos de arena y se continúa el trabajo sin necesidad de lavar la arena. Filtración con vacío La filtración por gravedad tiene el inconveniente de demorar en completarse y la ventaja de que no se necesita equipo especial para realizarla. Por otra parte la filtración con vacío es más rápida, deja el residuo insoluble bien escurrido y permite utilizar papeles de poro pequeño que retienen la totalidad del material insoluble.

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El principio que regula la filtración con vacío es el mismo. La solución pasa por un papel que retiene las partículas insolubles. La diferencia está en el empleo de un equipo de vidrio especial para recoger los líquidos filtrados. El sistema especial es tal que con la ayuda de una trompa de agua (que aspira) se reduce la presión en el sistema que recibe el líquido filtrado y fuerza a la solución que pasa por los poros del papel a hacerlo con mayor velocidad. TRABAJO EXPERIMENTAL Determinación del material insoluble en mezclas de arena y sal. Filtración por gravedad. Se requiere disponer de lo siguiente: • • • • • • • • • • •

Muestras de mezclas de arena y sal (Se entregaran tubos numerados) Balanza Vasos de precipitados de 250 ml Varilla para agitar Embudo Papel de filtro Aro metálico Soporte universal Cristalizador o cápsula de porcelana Espátula Estufa

Filtración con vacío. Además de lo anterior disponer de lo siguiente: • • • • •

Trompa de vacío conectada a la canilla de agua Frasco kitasato de 250 ml para recoger la solución Embudo Büchner Tapón o placa de goma para adaptar embudo al kitasato Discos de papel de filtro

Filtración por gravedad •

Pesar previamente el papel de filtro.

•

Disolver en la suficiente cantidad de agua y filtrar.

•

Lavar el residuo de arena con agua y secarlo en estufa en un recipiente previamente tarado. Tanto la disolución como los lavados sucesivos deben ser hechos con la menor cantidad posible de agua .Es más efectivo hacer varios lavados con poco volumen que menos lavados con más volumen

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•

Pesar el residuo de arena seca, calcular el porcentaje de material insoluble presente en la muestra original y registrar los resultados.

Filtración al vacío •

Armar el equipo necesario con: soporte universal, pinza metálica, Kitasato, tapón perforado, embudo Büchner y papel de filtro. Disponer de la trompa de agua para hacer vacío.

•

Proceder como en el caso anterior, pero filtrando al vacío. Se compararán visualmente los residuos insolubles obtenidos (por gravedad y con vacío). Se continuará el trabajo con el residuo de arena solamente.

•

Lavar el residuo de arena con agua y se secarlo en la estufa en un recipiente previamente tarado.

•

Pesar el residuo de arena seca, calcular el porcentaje de material insoluble presente en la muestra original y registrar los resultados

•

Los cálculos son idénticos a los explicados anteriormente.

•

Comparar los resultados obtenidos con los valores teóricos correspondientes. Calcular el error en cada caso, y comparar errores.

Cuestionario 2.1. En algunos casos se puede reemplazar el papel de filtro en el embudo de filtración por gravedad por un algodón. Indique en qué casos (piense en el tamaño de las partículas insolubles) este reemplazo es posible y que ventajas ofrece. 2.2. Indique ¿por qué? en la determinación cuantitativa del residuo insoluble, el agua para lavar debe estar libre de materiales insolubles 2.3. Si se omite el lavado del residuo antes de secarlo el resultado calculado es erróneo. Indique, dando sus razones, si el resultado calculado es superior o inferior al verdadero 2.4. Calcular la composición centesimal de un sistema formado por 25 g de arena, 50 g de agua y 35 g de limaduras de hierro. 2.5. Calcular la composición centesimal de una solución de 5 g de sal en 90 g de agua. 2.6.

La fórmula química del dióxido de carbono es CO2

Indique: a) su MR b) la masa de un mol c) el número de moléculas presentes en un mol d) la masa en g de una molécula.

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TRABAJO PRÁCTICO N° 3 CALIBRACIÓN DE MATERIAL

Al finalizar esta práctica el alumno debería ser capaz de: Comprender el concepto de calibración y su importancia en el trabajo experimental en química Adquirir destrezas básicas relacionadas con la de calibración del material de trabajo del laboratorio Manejar fluidamente las técnicas estadísticas de rutina ligadas a la calibración Idem. para la comparación entre magnitudes provenientes de mediciones experimentales.

Primera parte: pesado del material Para poder cumplir con los objetivos de esta sección es preciso manejar una serie de conceptos teóricos y prácticos que serán discutidos previamente con los docentes. Asegúrese que antes de realizar las mediciones experimentales usted sea capaz de: 1. Entender el concepto de calibración 2. Definir precisión y exactitud y entender la diferencia entre ambos conceptos 3. Conocer los cuidados mínimos que requiere el trabajo con una balanza 4. Conocer la rutina de trabajo para realizar la pesada correcta de los objetos

Parte experimental Medición  Identifique la balanza con la que realizará la pesada  Anote los valores que resultan de 10 pesadas sucesivas. Segunda parte: material volumétrico Asegúrese que antes de realizar las mediciones experimentales usted sea capaz de: 1. Entender la importancia de la calibración del material de vidrio en el laboratorio 2. Reconocer la diferencia entre los distintos tipos de material de vidrio 3. Conocer los cuidados que requiere cada tipo de material 4. Manejar adecuadamente las técnicas de carga y descarga de cada uno de los materiales seleccionados. Parte experimental Cada alumno realizará la calibración del material que se detalla a continuación:  Probeta de 10 o 25 mL 51

 Pipeta graduada de 10 mL  Pipeta aforada de 10,00 mL Análisis de datos Evaluar la exactitud y la precisión del volumen nominal de cada uno de los elementos calibrados. Determinar si es preciso aplicar un factor de corrección sobre dicho volumen nominal. Determinar si existen diferencias significativas entre los valores medidos por dos operadores diferentes utilizando el mismo elemento Determinar si existen diferencias significativas entre los volúmenes descargados por elementos del mismo tipo pero correspondientes a otros operadores. Determinar si existen diferencias significativas entre los volúmenes descargados por material volumétrico de diferente tipo e idéntico volumen nominal (por ejemplo pipeta graduada y aforada o pipeta aforada de simple y doble aforo). Evalúe en que caso usaría cada uno de los elementos calibrados Cuestionario 3.1 ¿Cuáles son las etapas para medir una alícuota con una pipeta volumétrica? 3.2. ¿Procedería en forma idéntica con una pipeta de simple aforo, o de doble aforo? 3.3. ¿Qué es el aforo? 3.4. ¿Qué es una alícuota? 3.5. ¿Con que material de los utilizados en el laboratorio comete mayor error? 3.6. ¿Si las experiencias las realiza en dos días en los cuales hubo una amplitud térmica de 10° C, los datos obtenidos son comparables? 3.7. ¿Por qué expresamos el peso de una sustancia en masa y no como otra propiedad? 3.8. Después de haber realizado el práctico y de comparar sus datos con los de otros compañeros ¿qué concluye respecto de la dispersión en la medida de un volumen? 3.9. A su criterio: ¿Cuáles son las fuentes de error que afectan la medición de un volumen fijo de líquido? 3.10.- Por último: ¿Qué conclusiones ha sacado de las experiencias realizadas?

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TRABAJO PRÁCTICO N° 4 PREPARACIÓN DE SOLUCIONES Se prepararán soluciones acuosas de concentración conocida de cloruro de sodio (sal de cocina) expresadas en %m/m y en % m/v. Se harán cálculos para modificar las concentraciones por dilución. Por último se examinará la relación entre densidad y concentración.

Preparación de una solución de HCl 0,1N Elija un recipiente adecuado acorde el volumen de solución que debe preparar Preparar 100 ml de solución de HCl 0,1N a) Calcular que volumen de HCl cc se requiere. b) Procedimiento a seguir: • Llenar el matraz de 100,0 mL con agua destilada hasta poco más de la mitad del mismo. • Pipetear la cantidad calculada de HCl y transferirla al matraz. Trabajar bajo campana • Tapar el matraz y agitar invirtiéndolo varias veces • Completar el volumen con agua destilada hasta el enrase c) Observe la solución resultante ¿Está completamente límpida? ¿Tiene aún granos de sal sin disolver? ¿Le quedan partículas que no se disuelven? B) Preparación de una solución de NaOH 0,1N Esta solución se prepara de un modo diferente. 

Una balanza



Un vaso de precipitado para pesar y disolver el NaOH



Una varilla para agitar



Un matraz de 100,0 mL Procedimiento a seguir: 53

• Pesar la cantidad de NaOH calculada en un vaso de precipitado. • Mezclar con la varilla hasta que se consiga la disolución total. • Agregar aproximadamente 50,0 mL de H2O destilada al vaso • Transferir al matraz, con ayuda de la varilla. • Enjuagar el recipiente con pequeñas porciones de agua para arrastrar todo resto de solución a la probeta. Ajustar el volumen total de la disolución agregando agua hasta completar 100 mL. Observe la solución resultante ¿Está completamente límpida? ¿Tiene aún granos de sal sin disolver? ¿Le quedan partículas que no se disuelven? C) Soluciones salinas de concentraciones (m/v) Se prepararán y conservarán: •

muestras de 500 g de soluciones de NaCl de concentraciones: 2, 4, 6, 8, 10, 12, 14, 16, 18, y 20% m/v. Las muestras se preparan a partir de la solución más concentrada. Cada grupo de alumnos preparará dos soluciones

Cuidando de: •

Entender el procedimiento experimental que se aplica en cada caso

•

Aplicar la metodología experimental adecuada según se desee m/m y m/v

•

Acostumbrarse a medir volúmenes y a pesar

•

Transferir sólidos y líquidos cuantitativamente.

•

Observar la dificultad para disolver solutos para soluciones de mayor concentración

•

Verificar que la disolución sea total

•

Rotular y guardar para el práctico 5

SERIE DE PROBLEMAS 4.1 Indique el procedimiento para convertir 500 g de la solución de cloruro de sodio al 10 % en 1000 g de una solución al 5 %. 4.2. Suponga que a 350 g de la solución de sal al 10 % le agrego 650 g de agua. ¿Qué concentración (% m/m) tendrá la solución resultante? 4.3. ¿Cuántos g de solución de cloruro de sodio al 35 % m/m se pueden preparar por agregado de agua solamente utilizando 100 g de solución al 50 %

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4.4 El HCl concentrado que se adquiere en las droguerías tiene concentración de 37 % m/m. Cuántos g de este ácido se requieren para preparar 100 g de una solución al 15 % m/m y cuanta agua se le debe añadir 4.5. ¿Cuantos g de sal contienen 100 ml de solución al 15 % m/v’? La densidad es de 1,1105 g/mL.

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TRABAJO PRÁCTICO N° 5 CONCENTRACION Y DENSIDAD DE LAS SOLUCIONES La densidad de una solución es una propiedad que muestra la relación entre la masa y un determinado volumen de la misma. Por ejemplo si se dice que una solución tiene densidad 1,150 g/mL no se está expresando una concentración, simplemente se está diciendo que cada mL de la solución pesa 1,150 g. DENSIDAD DE SOLUCIONES Es frecuente utilizar densímetros para medir las densidades. Estos instrumentos pueden estar calibrados en grados Centígrados (º C) o grados Fahrenheit (F). Para convertir una escala en otra se pueden aplicar las siguientes fórmulas: º C = 5/9(F) - 32

ó

F = 9/5 (º C) + 32

La bibliografía recomendada para obtener datos sobre densidades es: Handbook of Chemistry and Physics (Editado por la Chemical Rubber Co.) Se buscarán los datos bajo: Concentrative Properties of Aqueous Solutions: Conversion Tables. La Tabla que interesa es la de: Sodium Chloride. En los anexos de esta guía se encontrará la información necesaria para realizar este trabajo.

TRABAJO EXPERIMENTAL Determinación de densidades Medir las densidades de cada una de las soluciones de NaCl % m/v preparadas en el práctico anterior. Tomar las T de cada una y recién entonces medir las densidades con el densímetro. Uso del densímetro. Es una pieza de laboratorio frágil que ha sido calibrada con masa en el bulbo inferior de modo que se sumerja parcialmente. Cuando se establece el equilibrio y flota libremente sin tocar las paredes del recipiente que contiene el líquido, la escala graduada en el interior del vástago indica el nivel de flotación. La lectura directa representa la densidad del líquido (en este caso soluciones de sal en agua) a la temperatura de calibración que figura grabada en el densímetro. Antes de medir se debe elegir el densímetro adecuado para soluciones de densidades ligeramente superiores a 1,000 g/mL. CUIDADO al soltar el densímetro si no ha sido correcta la elección puede caer hasta el fondo del líquido y romperse. Representar gráficamente densidad en función de la concentración %m/v. Promediar los datos obtenidos por distintos grupos y calcular el error de las determinaciones respecto de la media. Proceder como con los datos teóricos 56

Determinación de densidades con el picnómetro Uso del picnómetro. En caso de no disponer de un picnómetro un matraz aforado de 50 mL cumple la función de picnómetro. Llene el matraz limpio con agua destilada, tápelo y sumérjalo hasta cubrir el aforo en un baño de agua a 20º C. Luego de 30 minutos, destápelo y con un tubo capilar ajuste el nivel hasta que el menisco quede tangente al aforo. Con un pequeño rollito de papel de filtro seque el interior del cuello del matraz y sumérjalo nuevamente en el baño de agua a 20º C durante 15 minutos. Retire el matraz del baño séquelo exteriormente y péselo. Vacíe el matraz, enjuáguelo con acetona y séquelo con succión de aire. Luego de que tome la temperatura ambiente, péselo vacío. Calcule la masa de agua contenida en el matraz: masa del agua = masa del matraz lleno con agua - masa del matraz vacío Determinación de la densidad. Proceda del modo indicado para el agua, empleando la solución de cloruro de sodio cuya densidad se desea conocer. Calcule la masa de la solución salina del siguiente modo: masa de la solución salina = masa del matraz lleno con solución - masa del matraz vacío Finalmente se calcula la densidad de la solución salina densidad D2020 = masa de la solución salina / masa del agua Representar gráficamente los datos experimentales obtenidos con el picnómetro Utilizar papel milimetrado. Encabezar como “Densidades relativas de las soluciones salinas respecto del agua. Determinación de la concentración de una solución de NaCl. Determine la concentración en base a la densidad encontrada experimentalmente. Informe sus resultados. SERIE DE PROBLEMAS 5.1a) ¿Cómo podría obtener soluciones de sal más del 10 % de concentración empleando la solución del 10%? b) ¿Cómo transformar 500 g de solución de sal 10 % en 1000 g de solución al 20 %? 5.2 ¿Cómo se modifica la concentración de la solución de cloruro de sodio al 10% si a los 500 g le añado 50 g de sal? 5.3 ¿Cómo se modifica la concentración de la solución de sal al 10 % si a los 500 g le añado 400 g de agua? Utilizando su gráfico indique la concentración de una solución cuya densidad dio: 1,1030 g/mL. Expresarla en %m/m y % m/v. 5.4 Exprese la concentración de una solución al 8 % m/m en % m/v. Utilice el gráfico para establecer la densidad de la solución. 5.5 ¿Es posible medir la densidad de una solución 80 % m/m de cloruro de sodio en agua a 0º C? Para obtener la respuesta correcta, debe considerar la solubilidad de la sal en agua (17,85 g en 50 mL a 0º C). 57

5.6 ¿Qué error cometerá en la determinación de la densidad por el método del picnómetro si no seca el cuello del matraz al pesar el agua? ¿Y qué error cometerá si no seca el cuello del matraz al pesar la solución salina? Indique si la densidad resultará con error por exceso o por defecto y justifique su respuesta. 5.7 ¿Cómo se modifica el volumen de la solución salina cuando se eleva su temperatura? ¿Aumenta, disminuye o no varía? 5.8 El ácido sulfúrico se obtiene en soluciones acuosas concentradas muy densas, como el HCl su concentración y densidad varían con el contenido de ácido puro de la solución. Se diferencia del HCl en la presencia de dos hidrógenos ácidos por cada mol. Por tanto en el ácido sulfúrico un mol contiene dos equiv. g. En el HCl un mol contiene solo un equivalente gramo. Calcular la M de una disolución de ácido sulfúrico H2SO4 (MR 98) al 35 % en masa y densidad 1,260 g/mL. 5.9 Calcular la M y N del HCl (MR 36,5) 12 % en masa y densidad 1,057 g/mL y del ácido sulfúrico (MR 98) 12 % en masa y densidad 1,082 g/mL. 5.10 Calcular el porcentaje en masa de ácido sulfúrico (MR 98) de una solución 2,0 M de densidad 1,120 g/mL y el porcentaje en masa de HCl (MR 36,5) de una solución también 2,0 M de densidad 1,035 g/mL.

58

TRABAJO PRÁCTICO N° 6 GASES INTRODUCCIÓN La ecuación que representa el proceso químico, es la siguiente: Mg (s) + 2 HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2 (g) Las sustancias reaccionantes son: magnesio (Mg°) y HCl y los productos de la reacción son: cloruro de magnesio (MgCl2) e hidrógeno (H2). La lectura de la reacción química igualada, nos permite asegurar que: UN mol de átomos de magnesio reacciona exacta y completamente con DOS moles de HCl y que de esa reacción se producen UN mol de la sustancia cloruro de magnesio y UN mol de hidrógeno. En este experimento no prestaremos atención a la cantidad producida de cloruro de magnesio. Las letras que figuran entre paréntesis a continuación de la fórmula de cada sustancia representan: (s) = sólido, el magnesio que reacciona es una cinta sólida (g) = gaseoso, el hidrógeno se desprende como tal (aq) = acuoso, se aplica al HCl que se agrega en solución acuosa y al cloruro de magnesio que se obtiene disuelto en agua. La relación estequiométrica mencionada antes nos indica que n moles de magnesio producirán también n moles de hidrógeno gaseoso. Conoceremos en número n de moles de hidrógeno producidos en base a las mediciones del volumen de este gas y teniendo en cuenta la ecuación general de los gases ideales. PV =nRT o n =PV/RT donde P = es la presión parcial de hidrógeno recogido en el experimento V = es el volumen medido de hidrógeno en el experimento R = el valor de la constante de los gases T = la temperatura absoluta ( K) a la que se realiza el experimento n = numero de moles de hidrógeno producidos El valor de la constante de los gases es R = 0,0821 L x atmósferas x mol -1 Kelvin -1. Para realizar este experimento es necesario:  Armar un aparato para recoger el gas y medir su volumen en condiciones conocidas de presión y temperatura.

59

 Calcular el número de moles de hidrógeno formados, teniendo en consideración las correcciones debidas al desnivel de la columna de agua y a la tensión de vapor del agua. Equipo a utilizar. Consta de:  una probeta de 100 ml que se utiliza invertida e inicialmente llena de agua  un cristalizador con agua hasta la mitad de su volumen, en el cual se introduce la probeta invertida llena de agua  un tubo de vidrio acodado que conduce el hidrógeno formado a la probeta y desplaza el agua de su interior  un Erlenmeyer de 50 ml provisto de un tapón perforado, donde se producirá la reacción entre el magnesio y el HCl El gráfico de la Figura indica cómo se disponen las partes del equipo a emplear.

Medición del volumen y presión del hidrógeno obtenido El volumen (V) de hidrógeno producido se mide por el desplazamiento de igual volumen de agua inicialmente contenido en la probeta invertida. La presión (P) a la que está sometido el hidrógeno producido es similar a la presión atmosférica pero con dos correcciones importantes. a) Primera corrección. Hay una diferencia de nivel entre el menisco dentro de la probeta y el nivel de agua en el cristalizador, lo que genera una diferencia de presión. Es decir que la presión atmosférica Patm (que se ejerce en la superficie libre del agua dentro del cristalizador) será IGUAL a la presión Pgas (que ejerce el gas dentro de la probeta) MAS la presión Pcol (debida a la columna de agua de h mm de altura). La presión debida al desnivel h de la columna de líquido dentro de la probeta al finalizar la experiencia se mide en mm lineales. Considerando que 1 mm = 0,098 hPa, tomaremos como valor de trabajo 1 mm = 0,1 hPa b) Segunda corrección. Dentro de la probeta, el gas recogido está compuesto por el hidrógeno formado (que ejerce su presión parcial propia) y por vapor de agua que proviene del agua del sistema (que ejerce una presión parcial adicional). Como debe considerarse exclusivamente la presión parcial debida al hidrógeno, es necesario 60

restar a la presión calculada del gas la presión parcial del agua. La presión parcial del agua se obtiene de tablas que ofrecen estos datos en función de la temperatura. Resultan entonces las siguientes igualdades: Patm = Pgas + Pcol = Phidr + Pagua + Pcol o sea Phidr = Patm - Pagua - Pcol La última expresión permite obtener la presión debida al hidrógeno generado, basada en datos experimentales exclusivamente. Existen diferentes unidades para medir la presión: Sistema Internacional de unidades (SI). Al cual se adapta el Sistema Métrico Legal Argentino (SIMELA). La unidad de presión es el Pascal (Pa). Es habitual expresar la presión en hectopascales, un sub-múltiplo del Pascal. 1hPa = 100 Pa La presión atmosférica se mide también en Torricellis (torr), sinónimo de mm de mercurio. La presión (o tensión) del vapor de agua a la temperatura T se encuentra tabulada en torr o mm de Hg. La Presión atmosférica del día se obtendrá llamando al Servicio Meteorológico (51676767) Para realizar conversiones de unidades se debe recordar que: 1 atm = 760 torr = 1013 hPa o sea que

1 torr = 1,333 hPa

Por ejemplo se puede expresar, para facilitar los cálculos de nuestro experimento, el valor de R en L x atm x mol-1 x ºK-1 en cm3 x hPa x mol-1 x ºK-1 . Así, R = 0,0821 L x atm x mol-1 x ºK-1 = 0,0821 x 1000 cm3 x 1013 hPa x mol-1 x ºK-1. R = 83200 cm3 x hPa x mol-1 x K-1 TRABAJO EXPERIMENTAL Armado del aparato y realización del experimento •

Invertir la probeta llena de agua en el cristalizador con agua y sostenerla con una pinza fijada a un soporte universal. Cuidar que no entren burbujas de aire en el interior de la probeta.

•

Colocar un extremo del tubo acodado dentro de la probeta, el otro extremo tiene el tapón de cierre

•

Cargar 40 ml de HCl acuoso 1,5 M en el erlenmeyer. 61

•

Cortar un trozo de aproximadamente 5 cm de cinta de magnesio y pesarlo al mg.

•

Introducir el magnesio pesado en el ácido contenido en el erlenmeyer y cerrar inmediatamente con el tapón y vidrio acodado. La evolución de hidrógeno es inmediata y los resultados serán correctos si no se pierde parte alguna del gas que se liberado.

•

Medir el volumen V de gas recogido en cm3, cuando se ha consumido toda la cinta de magnesio y cesado la evolución de gas.

•

Medir la diferencia de nivel h (en mm) y convertirla en mm de Hg

•

Medir la temperatura del agua (o ambiente) y expresarla en º K

•

Medir la presión atmosférica en mm de Hg

El gas recogido en este experimento, es principalmente aire que proviene de la parte superior de la mezcla reaccionante (magnesio y solución de HCl) y resulta del desplazamiento que genera el hidrógeno producido en la reacción. Es correcto considerarlo equivalente al hidrógeno generado, porque la Ley de Avogadro indica que “Volúmenes de gases diferentes a igual temperatura y presión tienen el mismo número de moléculas”

Mediciones

Valores encontrados

Valores como ejemplo

Masa de magnesio Volumen de gas recogido Desnivel (medido con regla) Temperatura (º C) y ( K) Presión atm (mm Hg) y (hPa) P de vapor agua (a t º C)

0,070 g 69 cm3 40 mm 14 º C (287 K) 759,8 mm (dato de tablas)

Cálculo de:  la presión del hidrógeno:

Phidr = Patm - Pagua - Pcol

 el numero de moles de hidrógeno obtenido: n = PV/RT  el valor que debería obtenerse a partir de la masa de Mg° pesada  El rendimiento del método SERIE DE PROBLEMAS 6.1. 100 cm3 de un gas que a 18 º C tienen una presión de 760 mm Hg, se calientan a 30 º C. Calcular: a. El volumen que ocupará si se mantiene la presión constante, b. La presión cuando el volumen permanece invariable.

62

6.2. a. b.

Qué volumen ocupa en condiciones normales determinada cantidad de nitrógeno, cuyo volumen es de 509 cm3 a - 5º C (menos 5 º C) y 738 mm Hg. Calcular su masa

6.3. Calcular a que temperatura (en º C) debe calentarse para que el volumen de una cierta cantidad de gas que ocupa 200 cm3 a 0 º C y 750 mm Hg pase a 250 cm3 a la presión de 740 mm Hg. 6.4. 521 cm3 de HCl pesan, a 14 º C y 764 mm Hg, 0,8112 g. ¿Cuál es el masa de 1 L del gas clorhídrico en condiciones normales? 6.5. Calcular la masa de 1 L de nitrógeno. a. en condiciones normales b. a 21 º C y 750 mm Hg 6.6. ¿Qué volumen ocupan 8 g de oxígeno? a. en condiciones normales b. a 15 º C y 765 mm Hg 6.7. Calcular que masa de hidrógeno seco que contienen 500 cm3 de hidrógeno húmedo recogido bajo agua a 22 ºC y 743 mm Hg. La tensión de vapor del agua a 22 º C es 19,6 mm Hg. 6.8. 18, 6 cm3 de nitrógeno se recogen en un tubo graduado sobre agua a 15 º C cuando la presión exterior es de 765 mm Hg . El nivel del agua en el tubo graduado es superior en 12,5 cm al de la superficie del agua que está en contacto con el aire libre. Calcular la masa del nitrógeno. La tensión del vapor de agua a 15 º C es 12,7 mm Hg; la densidad del Hg es 13,6 g cm-3. Recordar que la presión debida a una columna de líquido es el producto de la altura por su densidad. 6.9. Calcular qué volumen (en L) de aire seco, en condiciones normales, contienen 150 cm3 de aire recogido bajo agua a 15 º C y 765 mm Hg. La tensión de vapor del agua a 15 º C es 12,7 mm Hg. Considerar el MR medio del aire = 29

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TRABAJO PRÁCTICO N° 7 ESTEQUIOMETRÍA La estequiometría se ocupa de las relaciones de masa entre las fórmulas y las reacciones químicas. En este trabajo se analizará la estequiometría de un clorato de potasio (KClOx) y los resultados obtenidos serán utilizados para analizar una mezcla de ese clorato de potasio con cloruro de potasio (KCl) Los cloratos de potasio están formados por los elementos cloro, oxígeno y potasio. Se trata de un compuesto ternario. Si se calienta intensamente un clorato de potasio se produce su descomposición. Se desprende de todo su oxígeno y deja un residuo de cloruro de potasio. La ecuación química que representa el proceso es: KCl + O2

KClOx

Cuando se calienta una mezcla de dos compuestos, clorato de potasio, y otra sal, se observa una pérdida de masa de la mezcla original. Esta disminución de la masa es debida exclusivamente a la descomposición del clorato de potasio presente en la mezcla. El clorato de potasio desaparece completamente y se transforma en cloruro de potasio La masa de la otra sal de la mezcla original se verá incrementada por el KCl proveniente de la descomposición del clorato de potasio. La estequiometría nos permite conocer cuanto clorato de potasio había en la mezcla, en base a la determinación de la pérdida de masa observada después del calentamiento. Para acelerar el ritmo de la descomposición se añade una pequeña cantidad de bióxido de manganeso, cuya masa permanece constante. Un catalizador es una sustancia que interviene en la reacción para alterar la velocidad de la misma (acelerarla o retardarla) .En el balance final de masas la cantidad de catalizador añadida se mantiene constante. En este trabajo práctico se procederá a descomponer el clorato de potasio para: ♦ determinar la fórmula empírica del clorato de potasio, empleando la sal pura ♦ determinar el contenido de clorato de potasio en muestras impurificadas Las determinaciones están basadas en la pérdida de masa que experimenta el clorato de potasio cuando se lo descompone por calentamiento. Para tener buenos resultados se deben emplear muestras secas. El calentamiento de muestras húmedas genera pérdidas de masa debidas a la eliminación de agua y no a la pérdida de oxígeno TRABAJO EXPERIMENTAL Determinación de la fórmula empírica del clorato de potasio. 64

Se empleará clorato de potasio puro y seco • Agregar en un tubo de ensayos limpio y seco una pizca de bióxido de manganeso. • Determinar la masa total con error menor de 0,01 gramo (tubo + catalizador) • Agregar aproximadamente 0,50 g de clorato de potasio. • Determinar nuevamente la masa del tubo con su contenido (tubo + catalizador + muestra) • Agitar suavemente para mezclar el clorato de potasio con el catalizador. • Sostener el tubo con una pinza de modo que forme un ángulo de 45˚ aproximadamente • Conectar a un equipo similar al usado en el TP anterior • Calentar con un mechero suavemente hasta que el sólido haya fundido • Intensificar el calentamiento, tanto como sea posible, durante algunos minutos • Desconectar el tubo ni bien termina de liberarse el gas • Leer el volumen de agua desplazado en la probeta y medir la diferencia de altura del agua • Dejar enfriar y pesar el tubo con el residuo obtenido (tubo + catalizador + residuo) Registro de datos Masa del tubo con catalizador

= ......................................

Masa del tubo con catalizador y clorato de potasio

= ......................................

Masa del tubo con catalizador y residuo

= ......................................

Resultados Moles de oxígeno desprendidos

= ......................................

Masa de KCl (residuo)

=.......................................

Moles de KCl (residuo)

= ......................................

Fórmula empírica del clorato de potasio

= ......................................

Determinación del contenido de clorato de potasio en muestras impurificadas con NaCl

65

Se emplearan muestras con diferentes porcentajes de impureza • Agregar en un tubo de ensayos limpio y seco una pizca de bióxido de manganeso. • Determinar la masa total con error menor de 0,01 gramo (tubo + catalizador) • Agregar aproximadamente 0,50 g, de MEZCLA DE CLORATO DE POTASIO impurificado. • Determinar nuevamente la masa del tubo con su contenido (tubo + catalizador + muestra) • Agitar suavemente para lograr una buena mezcla con el catalizador. • Sostener el tubo con una pinza de modo que forme un ángulo de 45 º aproximadamente • Calentar con un mechero suavemente hasta que el sólido haya fundido • Intensificar el calentamiento, tanto como sea posible, durante algunos minutos • Dejar enfriar y pesar el tubo con el residuo obtenido (tubo + catalizador + residuo) Registro de datos Masa del tubo con catalizador Masa del tubo con catalizador y mezcla problema Masa del tubo con catalizador y residuo Resultados Masa de mezcla problema Masa de oxígeno perdido (por diferencia de pesada) Moles de oxígeno desprendido Moles descompuestos de clorato de potasio Masa de clorato de potasio en la mezcla inicial Porcentaje m/m de clorato de potasio en la muestra inicial Error respecto del % teórico en la muestra Cuestionario 7.1. ¿Considera relevante conocer cual es el compuesto que se haya como impureza? 7.2. ¿Qué error se comete en el porcentaje de clorato de potasio encontrado si el calentamiento no es suficiente? 7.3. ¿Qué error se comete en el porcentaje de clorato de potasio encontrado si la masa de la muestra registrada es menor a la masa real? 66

7.4. Suponga que la muestra de clorato de potasio y NaCl contiene una pequeña cantidad de arena. ¿ El porcentaje de clorato de potasio encontrado por este método, representa el contenido porcentual de clorato de potasio en la muestra?

SERIE DE PROBLEMAS 7.1 ¿Qué cantidades de carbonato de calcio y de HCl al 20 % son necesarios para obtener 50 g de cloruro de calcio hexahidrato, CaCl2.6 H2O? 7.2 ¿Qué cantidad de agua se formará al arder 2,505 g de hidrógeno? 7.3 ¿Qué cantidad de oxígeno es necesaria para la combustión de 21,2 g de magnesio? 7.4 ¿Qué cantidad de oxígeno se obtiene al calentar 40 g de clorato de potasio cuando se lleva la descomposición hasta obtener solo cloruro de potasio, siendo el rendimiento de 90 %? 7.5 Calcular la cantidad de sal necesaria para obtener 10 kg de HCl al 36 % m/m con 1% de pérdida. 7.6 Al hacer reaccionar 26,16 g de Zn° impuro con exceso de HCl, se obtienen 27,28 Zn° + 2 HCl ZnCl2 + H2. Calcular la g de ZnCl2 La reacción es: pureza del Zn° utilizado y la masa mínima necesaria de HCl al 30 %. 7.7 Cuando se hace reaccionar un mineral que contiene 70 % de MnO2 con HCl en exceso se produce cloro (Cl2), cloruro de manganeso (MnCl2) y agua. a) Calcular la masa de mineral necesaria para producir 80 dm3 de cloro a 20º C y 1 atm. b) ¿Qué masa de agua se formará? 7.8 a) Calcular la masa de bromo obtenida cuando se hacen reaccionar 1,5 moles de HBr con 200 g de H2SO4 (80% pureza) si el rendimiento de la reacción es de 85% y b) calcular el volumen de SO2 obtenido a 0.90 atm y 27º C. La reacción es 2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 (g) + 2 H2O. 7.9 Calcular la masa de ZnS que debe emplearse para obtener 24,6 dm3 de SO2 (g) a 30 ºC y 2,0 atm según la reacción: 2 ZnS + 3 O2 2 ZnO + 2 SO2 si el rendimiento de la reacción es 70 %.

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TRABAJO PRÁCTICO N° 8 LEY DE LA COMPOSICIÓN DEFINIDA.

INTRODUCCIÓN Reacción entre dos elementos, S y Cu. Analizaremos la reacción que se produce entre el S y el Cu. Vamos a determinar la masa máxima de S que se combina con una masa fija de Cu en determinadas condiciones. Se calienta con S un trozo de alambre de Cu cuya masa es conocida. Ambos elementos reaccionan y cualquier exceso de S arde y se consume. El aumento de la masa del alambre de Cu indica la masa de S combinada con el metal. Se añade más S y se repite el calentamiento para verificar si se combina más cantidad de S con el Cu TRABAJO EXPERIMENTAL Procedimiento Pesar un crisol de porcelana •

Enrollar un alambre de Cu que pese aproximadamente medio gramo y colocarlo en el crisol tarado. Determinar su masa con error menor de 0,01 gramo. Registrar la masa de la muestra de Cu.

•

Colocar la pieza de Cu en un crisol de porcelana y cubrirlo completamente con S, (aproximadamente 1 g).

•

Dentro de una campana para gases, colocar el crisol en un triángulo refractario sobre un trípode metálico y calentar suavemente con la llama de un mechero. Rotar el crisol con la pinza metálica

•

Comprobar que se forma una llama azulada debida a la combustión del S. Al arder el S se produce un gas irritante de bióxido de S, motivo por el cual es necesario realizar este experimento en una campana para gases.

•

Cuando desaparece la llama azul, intensificar el calentamiento aumentando la intensidad de la llama del mechero.

•

Calentar intensamente durante 5 minutos y luego dejar enfriar el crisol hasta la temperatura ambiente.

•

Pesar nuevamente con error menor de 0,01 gramo. Registrar la masa obtenida después del primer calentamiento.

•

Cubrirlo con más cantidad de S (aproximadamente 1 g) y repetir el calentamiento dentro de la campana para gases.

•

Proceder a pesar otra vez el producto y registrar la masa después del segundo calentamiento. 68

Datos obtenidos y resultados En base a los resultados experimentales obtenidos, indicar: ¿Qué compuesto se ha formado en las condiciones del experimento? Cu2S ó CuS Justifique su respuesta considerando las dos reacciones posibles SERIE DE PROBLEMAS 8.1 Calcular cuántos g de S hacen falta como mínimo para transformar completamente 2,0 g de Cu en sulfuro cuproso (Cu2S). 8.2 Cuando se mezclan 1,0 g de Cu con 2 g de S y se calientan en las condiciones descriptas en el trabajo práctico se forma un sulfuro de Cu que contiene 0,250 g de S por cada gramo de Cu. ¿Qué compuesto se ha formado? ¿Sulfuro cuproso o sulfuro cúprico? Justifique 8.3 En la reacción de formación del sulfuro cuproso interviene un exceso de S. ¿Qué ocurre con la masa excedente de S? ¿Cómo se verifica visualmente que no queda S en exceso? 8.4 El alambre de Cu que se hace reaccionar con S es inicialmente maleable. ¿Cómo puedo asegurar que ha sufrido una reacción química y se ha transformado en un compuesto diferente? 8.5 Si la cantidad agregada de S no es suficiente para asegurar la completa transformación del Cu. ¿Cuál es el reactivo limitante? ¿Qué elementos y compuestos contendrá el crisol al final de la reacción en este caso? 8.6 ¿Qué función cumple el triángulo refractario? ¿Para qué se rota el crisol con la pinza durante el calentamiento? 8.7 ¿Por qué la reacción se hace en un crisol de porcelana en lugar de emplear un recipiente de vidrio? 8.8 ¿Para qué se emplea una campana de gases al calentar el Cu con S? 8.9 ¿Cómo debe estar la ventana frontal de la campana de gases cuando se hace la reacción? Indique las razones 8.10 Al romper el alambre tratado con S se comprueba que en el interior también tiene color negro. ¿Qué le permite asegurar esta observación?

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TRABAJO PRÁCTICO N° 9 SOLUBILIDAD DEL CLORATO DE POTASIO

EL PROCESO DE DISOLUCIÓN ¿Qué ocurre cuando cristales de clorato de potasio se agregan gradualmente al agua contenida en un tubo de ensayo? En los cristales, los iones clorato y K se mantienen unidos por fuerzas electrostáticas. La interacción de las moléculas de agua con los iones es lo suficientemente intensa como para anular esas fuerzas electrostáticas y romper la unión entre los iones K y clorato. Los iones pasan a la solución y se mueven libremente del mismo modo como se mueven las moléculas de agua Por otra parte, algunos iones en solución pueden chocar con la superficie del cristal y quedar fijos en el enrejado cristalino reduciendo la cantidad de iones disueltos. Se distinguen entonces, dos procesos opuestos que tienen lugar simultáneamente. Por una parte, hay iones que dejan el cristal para disolverse y otros se depositan sobre la superficie de los cristales (cristalizan). Cuando recién se inicia el agregado del clorato de potasio al agua, hay más partículas de la sal que se disuelven, que partículas que cristalizan. El efecto neto es que el sólido se disuelve. A medida que continúa la adición de clorato de potasio, la cantidad de iones en solución aumenta, y también aumenta la cantidad de partículas que se depositan sobre el cristal. En un momento dado, la cantidad de iones que se disuelven es igual a la cantidad de iones que cristalizan. En este punto, se alcanzó el límite de la solubilidad del clorato de potasio a una dada temperatura. Un agregado adicional de cristales no incrementa la cantidad disuelta en el agua. Se dice que la solución está saturada. Soluciones saturadas, no saturadas y sobresaturadas Una ss es aquella que contiene la cantidad de soluto necesaria para que, a una dada temperatura, existan en equilibrio el soluto disuelto y no disuelto. Las soluciones que tienen concentraciones de soluto menores que las soluciones saturadas, se llaman soluciones no-saturadas. Aquellas soluciones cuya concentración excede la de la ss se la llaman sobresaturadas. Cuando se agrega un pequeño cristal de soluto en el seno de una solución sobresaturada, se establece inmediatamente el equilibrio y se separa todo el excedente de soluto, quedando la ss Solubilidad

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Una expresión cuantitativa de cuanto se disuelve un soluto en un dado solvente, está dada por el término solubilidad. Está definido como la cantidad de soluto que se disuelve en una dada cantidad de solvente para producir una ss a una temperatura determinada. Cuando la cantidad de soluto está expresada en moles de soluto disueltos en 1000 g de agua, se denomina m de la solución. Una sustancia cuya solubilidad es superior a 0,1 molal se la considera soluble. Los compuestos con solubilidades menores que 0,1 molal se califican como poco solubles y las sustancias con solubilidades menores de 0,001 molal se dice que son muy insolubles Efecto de los cambios de la temperatura en la solubilidad En general la solubilidad de los sólidos se incrementa con el aumento de la temperatura. Esto significa que a medida que se aumenta la temperatura es posible disolver mayor cantidad de clorato de potasio en una dada masa de agua. Al calentar una ss, esta se convertirá en una solución no-saturada a mayores T. Al enfriar una solución no-saturada, la solubilidad del soluto disminuirá, hasta alcanzar la concentración de la ss (su solubilidad a esa temperatura) y un ligero enfriamiento adicional conducirá a la separación de cristales en el seno de la solución CLORATO DE POTASIO Solubilidades del clorato de potasio T ºC 0 10 20 30 40 50

Solubilidad KClO3 g/100 g agua 3,3 5,0 7,4 10,5 14,0 19,3

T ºC 60 70 80 90 100

Solubilidad KClO3 g/100 g agua 24,5 31,5 38,5 48,0 57,0

Tarea a realizar. En este trabajo, se tratará de encontrar la masa de una muestra de clorato de potasio que recibirá en un sobre numerado, conociendo la masa de solvente utilizado para obtener una ss. Se debe disolver la masa desconocida de clorato de potasio en una masa fija de agua y determinar la temperatura a la cual se logra una ss. Con ayuda de gráficos obtenidos con datos bibliográficos se determinará la cantidad disuelta y por tanto la masa desconocida contenida en el sobre 71

TRABAJO EXPERIMENTAL Solubilidad del clorato de potasio A.- Gráficos de la solubilidad del clorato de potasio a diferentes temperaturas • Representar en papel milimetrado los datos de la bibliografía en g / 100 g de agua vs T • Representar en papel milimetrado los datos de la bibliografía en m vs T B.- Determinación de la masa de una muestra de clorato de potasio en base a su solubilidad • Recibir un sobre numerado con una masa desconocida de clorato de potasio • Colocar el contenido del sobre en un tubo de ensayos limpio y seco • Agregar al tubo 5 mL (5 g) de agua destilada • Calentar el contenido a b. m. agitando suavemente hasta que se disuelva el sólido • Retirar el tubo del baño y dejar enfriar • Registrar la temperatura a la cual aparecen los primeros cristales de clorato de potasio. A esta temperatura, la concentración de su solución (x g en 5 g de agua) y la de la ss de clorato de potasio son iguales • Confirmar la temperatura de saturación, disolviendo por calentamiento suave y dejando aparecer los cristales nuevamente por enfriamiento Registrar T5 (temperatura de saturación con 5 mL de agua) • Añadir al mismo tubo otros 5 ml de agua destilada (total agregado 10 mL) • Repetir el procedimiento de calentamiento y enfriamiento hasta aparición de los cristales Registrar T10 (temperatura de saturación con 10 mL de agua) C10 (composición en 10 mL de agua) y • Añadir al mismo tubo otros 5 mL de agua destilada (total agregado 15 mL) • Repetir el procedimiento de calentamiento y enfriamiento hasta aparición de los cristales Registrar C15 T10 (temperatura de saturación con 15 ml de agua) 72

1. Buscar los valores de las concentraciones (C5 ), (C10 ) y (C15 ) correspondientes a (T5 ), (T10 ) y (T15 ) en el gráfico correspondiente (g de sal / 100 g agua) o por interpolación 2. Calcular la masa de clorato de potasio del sobre, en base a las concentraciones (C5 ), (C10 ) y (C15 ) masa de sal en el tubo / g de agua = g de sal del gráfico / 100 g de agua Calcular el promedio y calcular el error respecto del dato teórico.

SERIE DE PROBLEMAS 9.1. Se preparan 100 g de solución acuosa de densidad 1,048 g/ml que contienen 7,50 g de NO3K. Calcular a) el % m/m del soluto. b) el % m/v del soluto c) la m de la solución y d) la M de la solución. Datos N = 14; O = 16 y K = 39,1 9.2. Calcular el contenido en g de nitrato de potasio de 100 mL de una solución 1,061 M. 9.3. Calcular la m de una solución que tiene 10 % m/m de cloruro de potasio 9.4. Calcular la M de una solución que tiene 15 % m/m de KCl si su densidad es 1,0993 g/mL 9.5. A una 250 g solución 2,50 % p/p de bromuro de potasio (KBr) se le agregan 100 g de solución 7,50 % m/m del mismo soluto. Calcular la m de la solución. 9.6.Una ss de clorato de potasio contiene 10,5 g de soluto disueltos en 100 g de agua. a) según sus datos de solubilidad, a qué temperatura se encuentra la solución? b) si caliento la solución (sin perder agua por evaporación) se separan cristales? c) si enfrío la solución, se separan cristales? 9.7.a) El término solubilidad se aplica a un sólido, un líquido o un gas? b) ¿se puede preparar una solución 1 molal de metanol (CH3OH) en agua? c)¿ se puede preparar una solución 1 molal de agua en metanol d) calcule el contenido de soluto en 100 g de b) y de c) 9.8. ¿Cuántos g de CO2 contiene 1 L de una solución 0,5 M de este gas?

73

TRABAJO PRÁCTICO N° 10 PURIFICACIÓN DE NITRATO DE POTASIO POR CRISTALIZACIÓN Cristalización Desde los primeros tiempos de los alquimistas, los sólidos se han purificado por cristalización en el solvente adecuado. Hoy en día esta técnica se mantiene como la más usual para la purificación de sustancias sólidas En general, la purificación por cristalización se basa en el hecho de que la mayoría de los sólidos son más solubles en un disolvente caliente que en frío. La variación de la solubilidad con la temperatura es distinta para las diferentes sales. El método consiste en permitir que el compuesto se separe por un proceso selectivo de crecimiento de cristales, en el cual las impurezas solubles quedan disueltas en el líquido que sobrenada. Estos líquidos se conocen como aguas madres. La cristalización, como técnica de purificación se debe a que la orientación de las moléculas en una red cristalina es un proceso extremadamente selectivo La cristalización de sustancias diferentes en una misma red cristalina ocurre solamente en contados casos. El proceso de cristalización Para purificar un sólido por cristalización se debe: • buscar el solvente adecuado • disolver toda la muestra • eliminar por filtración impurezas insolubles, • disminuir la solubilidad del soluto para lograr la cristalización • filtrar los cristales formados • lavar y secar los cristales Buscar el solvente adecuado. Significa estudiar los datos de solubilidad, es decir la información que indican las curvas sobre las composiciones de soluciones saturadas en función de la temperatura. Un solvente adecuado es aquel en el cual el soluto muestra una solubilidad elevada en caliente y baja en frío Disolver la muestra. Calentando una mezcla de solvente y soluto cuya composición conduzca a una ss en caliente. Esta operación permite comprobar la existencia de impurezas insolubles. La cantidad de solvente debe ser suficiente para evitar que un pequeño enfriamiento durante la filtración que sigue, deposite cristales antes de completar la filtración. Cuando a una ss se le adiciona más soluto, se comprueba que el sólido agregado no se disuelve.

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Eliminar por filtración impurezas insolubles. La solución caliente debe ser límpida, de lo contrario se debe filtrar todo material insoluble, recogiendo una solución transparente, aún caliente. Disminuir la solubilidad del soluto. Se la reduce por enfriamiento. Quedará disuelta la masa de soluto que corresponde a la concentración de la ss en frío. Se separarán los cristales del soluto, proceso que se debe cumplir lentamente para permitir la formación de cristales puros. Filtrar los cristales. En esta etapa se produce la separación de las impurezas solubles que quedan en las aguas madres. Los cristales, retenidos en el filtro, estarán humedecidos con las aguas madres, que contienen impurezas solubles. Lavar y secar los cristales. Con pequeñas porciones de solvente puro y frío, se lavan los cristales sobre el mismo filtro. De este modo se elimina toda impureza soluble en contacto con los cristales. Al secar los cristales, se evapora el solvente de lavado y queda el soluto purificado. Solubilidad del nitrato de potasio Las m de las soluciones saturadas de nitrato de potasio a diversas T son: Solubilidades del nitrato de potasio (MR = 101,1) Temperatur a ºC 20 30 40 50

Solubilidad KNO3 M 3,08 4,47 6,22 8,42

Temperatur a ºC 60 70 80 90 100

Solubilidad KNO3 M 10,89 13,72 16,78 20,40 24,30

En este trabajo se recristalizará KNO3 impurificado con un producto coloreado (Cu (NO3)2) TRABAJO EXPERIMENTAL Construir la curva de solubilidad del KNO3 con los datos de la tabla Idem para el (Cu(NO3)2) • Calcular la masa de agua necesaria para disolver una muestra de nitrato de potasio ( aproximadamente 75% • Purificar la muestra por cristalización. • Determinar el porcentaje de recuperación en base a la masa de nitrato de potasio puro obtenido

75

Purificación del nitrato de potasio Se utilizará una muestra impurificada con nitrato cúprico. •

Pesar 10 g de nitrato de potasio impurificado.

•

Suponiendo que contiene 75 % p/p de nitrato de potasio, calcular la cantidad de agua mínima que hace falta para disolver todo el nitrato de potasio presente a 75 º C.

•

Colocar la muestra en un vaso de precipitados de 100 mL.

•

Agregar la masa de agua calculada (que disuelve 7,5 g a 75 º C) más 5 mL para compensar la pérdida por evaporación.

•

Cubrir el vaso con un vidrio de reloj y calentar para disolver.

•

Enfriar la solución con agua a T ambiente primero y agua fría después. Tener agua helada para lavar.

•

Filtrar los cristales formados

•

Lavar con pequeñas cantidades de agua destilada a 0º C , hasta que el precipitado quede blanco

•

Dejar secar el contenido del papel de filtro

•

Pesar y calcular el porcentaje de pureza

Nota: La filtración se puede hacer a vacío o por gravedad. Datos. Porcentaje de recuperación en la cristalización Masa de nitrato de potasio impuro contenida en la muestra (dato) ............................... Masa de nitrato de potasio obtenida por cristalización

...............................

Porcentaje de nitrato de potasio recuperado

...............................

Conclusión: El gráfico de m de las soluciones saturadas vs. T y cálculos similares a los detallados, le permitirán calcular la masa de agua necesaria para disolver una cantidad determinada de nitrato de potasio. No olvide seleccionar los datos a la temperatura de trabajo. Antes de intentar disolver su muestra, corrobore que la cantidad de agua calculada sea correcta. Si elige trabajar a 75 º C, la solubilidad del nitrato de potasio a esa temperatura la debe obtener del gráfico.

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SERIE DE PROBLEMAS 10.1 Calcular el número de moles contenidos en 100,0 g de una ss de clorato de potasio a 30º C. Dato: ¿Qué cantidades de agua y clorato de potasio se pesan para preparar 120 g de una solución 0,2 molal? 10.2 Se mezclan 9 g de clorato de potasio con 50 g de agua a 20 º C. Indicar: a) cuanto clorato de potasio se disolvió. b) ¿cuánto clorato de potasio quedó sin disolver y c) el sistema resultante es homogéneo o heterogéneo? 10.3 Si la mezcla de 9 g de clorato de potasio y 50 g de agua se calienta a 50º C indique: a) ¿cuántos g se disolvieron? b) ¿cuántos g quedaron sin disolver? y c) si el sistema a 50º C es homogéneo o heterogéneo 10.4 Si la solución caliente de 9 g de clorato de potasio y 50 g de agua se enfría a 0º C, se filtra y seca el sólido cristalizado sin pérdidas, indique: a) ¿cuántos g de clorato de potasio cristalizado se obtuvieron? b) ¿Qué % se recuperó? 10.5 a) ¿Qué objeto tiene el lavado de los cristales filtrados en una cristalización? b) ¿Qué ocurre si el líquido de lavado de los cristales no está frío? c) Al filtrar con vacío el lavado de los cristales se debe hacer sin succión. Indique el motivo de esta precaución. 10.6 a) ¿Cómo se elimina el agua de lavado que humedece el precipitado? b) ¿Qué precauciones se deben tomar para secar un sólido cristalizado antes de secarlo en caliente? 10.7 Explique los procesos de secado de sólidos cristalizados: a) al aire, b) al vacío a temperatura ambiente c) en estufa a presión atmosférica y d) en estufa de vacío 10.8 Expresar en % m/m la concentración de una solución acuosa de NaCl 3,5 molal (MR 58,5).¿Es necesario conocer el valor de la densidad de la solución? 10.9 a) Es posible preparar una solución 1 molal de clorato de potasio a 30 º C. Justifique. b) ¿y a 40º C.? Justifique 10.10 ¿Es posible prepara una solución 5 % de clorato de potasio a 10º C? Justifique con cálculos su respuesta.

77

TRABAJO PRÁCTICO N° 11 AGUA OXIGENADA .DESCOMPOSICIÓN CATALIZADA

PERÓXIDO DE HIDRÓGENO El peróxido de hidrógeno (agua oxigenada) puro es un líquido viscoso que hierve a 150º C con descomposición, pero puede destilarse a presión reducida. Congela a - 0,9º C. El líquido es una sustancia que mantiene sus moléculas asociadas con uniones puente de hidrógeno, del mismo modo que el agua En el laboratorio se manejan soluciones acuosas de peróxido de hidrógeno y rara vez el compuesto puro. En las farmacias se expenden soluciones diluidas de peróxido de hidrógeno, cuya fuerza se expresa en volúmenes de oxígeno desprendido al calentar un volumen de solución acuosa. Por ejemplo, una solución con 6 % de peróxido de hidrógeno se expende como “agua oxigenada de 20 volúmenes” Esta denominación deriva de que por descomposición total de un cm3 de esa solución comercial, se producen aproximadamente 20 cm3 de oxígeno en CNTP. Descomposición del peróxido de hidrógeno La descomposición del peróxido de hidrógeno está catalizada por muchos sólidos finamente divididos como por ejemplo el óxido de manganeso (IV) y otros metales. La inestabilidad del peróxido de hidrógeno es debida principalmente a que la unión simple (O - O) no es muy fuerte. En ausencia de catalizador, la descomposición ocurre en fase gaseosa a elevadas T. 2 H2O2 (g)

2 H2 O + O2

Densidades de soluciones acuosas de agua oxigenada % m/v 10 20 30 40 50

densidad (g/ml) 1,0324 1,0694 1,1081 1,1487 1,1914

% m/v 60 70 80 90

densidad (g/ml) 1,2364 1,2839 1,3339 1,3867

El proceso de descomposición catalizada del H2O2 En este trabajo se mezclará dióxido de manganeso (catalizador) con una solución acuosa de peróxido de hidrógeno (H2O2) de composición conocida en primer término. La rápida descomposición del peróxido de hidrógeno, se evidencia por la aparición de burbujas de gas (oxígeno) que se recoge y mide. Se repetirá el proceso con otra solución de composición desconocida y se informará el contenido de agua oxigenada encontrado 78

La ecuación anterior indica que por cada 2 moles de H2O2 se forma un mol de O2. Esta relación estequiométrica, permite calcular el contenido de peróxido de hidrógeno de una solución de concentración desconocida de agua oxigenada. Con el volumen de gas recogido se calculan los moles de oxígeno producidos, es decir los moles de peróxido de hidrógeno de la solución en estudio, y por lo tanto la concentración del agua oxigenada. El gas liberado en la reacción de descomposición, se recoge con el mismo equipo que se utilizó en el trabajo práctico N° 7 (ver figura 1). La ecuación general de los gases, P V = n R T, permite conocer el número de moles de oxígeno liberado si conocemos: la presión, el volumen y la temperatura del oxígeno producido.

Mediciones del oxígeno liberado por el agua oxigenada El número de moles de oxígeno resulta de la siguiente ecuación: n oxígeno = poxígeno V (RT)-1 donde: poxígeno = es la presión corregida por desnivel y por el vapor de agua V = es el volumen de gas medido en la probeta R = es la constante de los gases (0,082 L atm. K-1 mol-1) T = es la temperatura del gas en K (la del agua en el cristalizador) Recordemos que CNTP son las condiciones normales de temperatura y presión: Presión = 1 atm = 760 mm Hg = 1013 hPa

Temperatura = 273 K (0º C) 79

El cálculo de la P que ejerce el oxígeno liberado deberá hacerlo según las correcciones que ya ha aplicado en los TP anteriores.

Las concentraciones de soluciones de agua oxigenada Las concentraciones de peróxido de hidrógeno en sus soluciones acuosas se pueden expresar como: M: moles de H2O2 (MR = 34) por L de solución acuosa % m / v: g de H2O2 en 100 ml de solución acuosa “En volúmenes”. En volúmenes de O2 liberado en CNTP por cada volumen de solución acuosa totalmente descompuesta. TRABAJO EXPERIMENTAL

Armado del aparato similar al utilizado para generación de H2 Determinación del contenido de H2O2 en muestras comerciales de 10 y 20 volúmenes •

Cargar 10 mL de agua oxigenada en el erlenmeyer. Medir con pipeta de doble aforo

•

Agregar rápidamente 1 g de dióxido de manganeso y conectar inmediatamente al tubo acodado.

•

Medir el volumen V de gas recogido en cm3, cuando ha cesado la evolución de oxígeno.

•

Medir la diferencia de nivel h (en mm)

•

Medir la temperatura del agua

•

Medir la presión atmosférica o averiguar su valor

Determinación del contenido de H2O2 en muestras de concentración desconocida Se hará una prueba para verificar que el gas liberado puede medirse en la probeta •

Se hace la determinación siguiendo las instrucciones anteriores

•

Se hará un duplicado y se promediarán los valores obtenidos

El gas recogido en estos experimentos, es principalmente aire que resulta del desplazamiento que genera el oxígeno producido en la reacción. Es correcto considerarlo equivalente al oxígeno generado. 80

Cálculo del contenido de peróxido de hidrógeno en la muestra Datos calculados Presión corregida por desnivel Presión del vapor de agua Corrección por vapor de agua Moles de O2 producidos Moles de H2O2 en la muestra Concentración M Concentración % m/v “En volúmenes”

SERIE DE PROBLEMAS 11.1. Calcule el volumen de nitrógeno seco que contienen 75 ml de gas recogido bajo agua a 23º C y 765,07 mm Hg. Utilizar valores de tablas si son necesarios 11.2. Calcule la M de una solución que contiene 3,0 g de a peróxido de hidrógeno en 50 ml de solución. 11.3.

Calcule el % m/v de una solución 0,6 M de peróxido de hidrógeno.

11.4. Calcule cuántos g de oxígeno liberan 15 g de peróxido de hidrógeno. Justifique los cálculos 11.5. Calcule cuantos g de peróxido de hidrógeno contienen 120 mL de una solución 1,8 M. 11.6.

Calcule la M de una solución de peróxido de hidrógeno 5 % m/v

11.7. Calcular cuantos g de oxígeno liberan 150 g de una solución de peróxido de hidrógeno al 10 % p/p. Utilice los datos de tablas que necesite 11.8. Calcular cuántos g de peróxido de hidrógeno equivale a un gramo de oxígeno liberado. Justifique los cálculos 11.9. ¿Cuántos moles de oxígeno libera un L de solución 0,5 M de peróxido de hidrógeno. Justifique los cálculos. Hace falta precisar la presión y temperatura?

81

Apéndice: Algo de matemática

82

Porcentaje o tanto por ciento En matemáticas, un porcentaje es una forma de expresar un número como una fracción que tiene el número 100 como denominador. Es una forma de comparar cantidades, es una unidad de referencia que relaciona una magnitud (una cifra o cantidad) con el todo que le corresponde (el todo es siempre el 100), considerando como unidad la centésima parte del todo. También se le llama comúnmente tanto por ciento, donde por ciento significa “de cada cien unidades”. Se usa para definir relaciones entre dos cantidades, de forma que el tanto por ciento de una cantidad, donde tanto es un número, se refiere a la parte proporcional a ese número de unidades de cada cien de esa cantidad. Si representamos el tanto por ciento como fracción, éste se divide entre 100 y se simplifica la fracción. Ejemplo: 10 10% =

1 =

100

10

Ahora si queremos representar la fracción como porcentaje, dicha fracción se multiplica por 100 y se resuelve la operación hasta lograr denominador “100”. Como resultado será el porcentaje. Ejemplo: Para representar 1/10 como un porcentaje se hace la operación siguiente: 1

100 =

10

10 =

= 10%

1000

100

Para obtener un tanto por ciento de un número simplemente se multiplica. Por ejemplo, el 25 % de 150 es: 25 x 0,01 x 150 = 37,5 Alternativamente, hay un método muy habitual y antiguo donde se construye una regla de tres simple directa. Así, para calcular el 25% de 150 se hace la regla de tres: simplemente se multiplica cruzado y divide por el que queda solo o en conjunción con el restado: 100%

150

25%

ϰ

ϰ=

150x25%

= 37,5

100%

Por lo tanto: 37.5 es el 25% de 150 Aplicaciones del tanto por ciento Ejercicio 1:El precio de un chaleco es de 5.800 pesos y sobre este precio se hace un 15 % de descuento. ¿Cuánto se pagará por él? Resolución: · Se calcula el 15 % de 5 800 pesos: · Se resta el descuento del precio del chaleco: 83

5.800 - 870 = 4 930 pesos · También se puede razonar de esta forma: Si se hace un 15 % de descuento, por el chaleco se paga el 85 % de su valor (100 - 15 = 85), es decir:

Ejercicio 2: Por una silla que marcaba 7 200 pesos se han pagado 6 336 pesos. ¿Qué tanto por ciento de descuento se ha efectuado? Resolución: · 7 200 - 6 336 = 864 · La proporción en este caso es:

El descuento ha sido del 12 %. Ejercicio 3: Sobre un artículo se hace un descuento del 8 % y se paga un total de 1 564 pesos. ¿Cuál era su precio inicial? Resolución: · Precio inicial - 8 % de precio inicial = 1 564

Ejercicio 4: La factura de una reparación doméstica asciende a 4 800 pesos y sobre esta cantidad se aplica un 12 % de impuesto. ¿Cuánto se pagará finalmente? Resolución: · Se calcula el 12 % de 4 800: En total se pagará 4 800 + 576 = 5 376 pesos Ejercicio 5: En un trimestre, el consumo de agua de una familia ha sido de 69 metros cúbicos, y cada metro cúbico cuesta 35 pesos. Al importe del agua consumida se le añade un 6 % de impuestos, y además, la factura sufrió un recargo de un 20 % por haberse pagado fuera de plazo. ¿Cuánto se pagó al final? Resolución: · Importe del agua: 69 metros cúbicos · 35 pesos por cada metro cúbico = 2 415 pesos · 6 % sobre 2 415 pesos: · 20 % sobre 2 560 pesos; Total factura: 2 560 + 512 = 3 072 pesos

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Ecuación de 2º grado con una incógnita Una ecuación con una incógnita es de segundo grado si el exponente de la incógnita es dos. Ecuaciones de segundo grado con una incógnita son:

Esta última ecuación parece, a simple vista, de primer grado, pero si se opera en ella, x + 1 = 2x (x - 1) Û x + 1 = 2x2 - 2x, se observa que es una ecuación de segundo grado. Cualquier ecuación de segundo grado puede, mediante transformaciones, expresarse en la forma ax2 + bx + c = 0, donde a, y b son los coeficientes de los términos x2 y x respectivamente y c es el término independiente. Ecuación de segundo grado completa Una ecuación de segundo grado es completa cuando los tres coeficientes a, b, y c son distintos de cero. La expresión de una ecuación de segundo grado completa es ax2 + bx + c = 0. Ecuación de segundo grado incompleta Una ecuación de segundo grado es incompleta cuando los términos b ó c, o ambos, son cero. (Si a = 0, la ecuación resultante sería bx + c = 0, que no es una ecuación de segundo grado.) La expresión de una ecuación de segundo grado incompleta es: ax2 = 0; si b = 0 y c = 0. ax2 + bx = 0; si c = 0. ax2 + c = 0; si b = 0.

Para transformar una ecuación cualquiera de segundo grado en la forma ax2 + bx + c = 0, se siguen, si procede, los siguientes pasos: 1. Se quitan paréntesis, teniendo en cuenta el signo que les precede. 2. Se quitan los denominadores multiplicando la ecuación por el mínimo común múltiplo de los mismos. 3. Se pasan todos los términos de la ecuación al mismo lado del signo =. 4. Se reducen los términos semejantes. 5. Se ordenan los términos según el orden decreciente de los exponentes de x: ax2 + bx + c = 0. Una vez obtenida esta expresión, si la ecuación puede simplificarse, porque todos sus coeficientes sean múltiplos de algún número, debe hacerse, con el fin de facilitar las operaciones posteriores. Si el término en x2 fuese negativo, se multiplicaría toda la ecuación por -1, obteniéndose así otra ecuación equivalente con el término de mayor grado positivo. Ejercicio1: Expresar la ecuación 3x2 - 2x + 1 = 5 en la forma ax2 + bx + c = 0, indicando los valores de los coeficientes a, b y c. 85

Resolución: 1. Se pasan todos los términos al mismo lado del signo =, y se reducen los términos semejantes: 3x2 - 2x + 1 - 5 = 0  3x2 - 2x - 4 = 0 a = 3 es el coeficiente del término en x2. b = -2 es el coeficiente del término en x. c = -4; es el término independiente. La ecuación es completa. Ninguno de sus coeficientes es cero. 15 2

Ejercicio 2: Expresar en la forma ax + bx + c = 0 la ecuación

=8+x x

Resolución: 1. La x que está dividiendo en el primer miembro pasa a multiplicar al segundo: 15 = (8 + x) × x 2. Se quitan paréntesis: 15 = 8x + x2. 3. Se pasan todos los términos al mismo miembro y se ordenan: 15 - 8x - x2 = 0 Þ -x2 - 8x + 15 = 0. 4. Si en lugar de pasar los términos al primer miembro, se pasan al segundo, la ecuación resultante es: 0 = x2 + 8x - 15, ecuación equivalente a la anterior. En la ecuación -x2 - 8x + 15 = 0, a = -1; b = -8 y c = 15 En la ecuación x2 + 8x - 15 = 0, a = 1; b = 8 y c = -15 Los coeficientes son iguales pero de signos contrarios. Para pasar de una ecuación a otra basta con multiplicar por -1. Ejercicio 3: Expresar en la forma ax2 + bx + c = 0, la ecuación:

Resolución: 1. Se quitan paréntesis:

2. Se multiplica toda la ecuación por m.c.m. (2, 3, 5) = 30 15(3x + 3) - 10(2x - 2) = 6(x2 + 2x + x + 2); 45x + 45 - 20x + 20 = 6x2 + 12x + 6x + 12); 45x + 45 - 20x + 20 - 6x2 - 12x - 6x - 12 = 0. 3. Se reducen términos semejantes: 7x - 6x2 + 53 = 0 4. Se ordena la ecuación resultante: -6x2 + 7x + 53 = 0. Esta ecuación también puede expresarse así: 6x2 - 7x - 53 = 0. Ecuación de la recta que pasa por dos puntos Sean P(x1,y1) y Q(x2,y2) dos puntos de una recta. En base a estos dos puntos conocidos de una recta, es posible determinar su ecuación. Para ello tomemos un tercer punto R(x,y), también perteneciente a la recta. 86

Como P, Q y R pertenecen a la misma recta, se tiene que PQ y PR deben tener la misma pendiente. O sea

y Luego, la ecuación de la recta que pasa por dos puntos es:

que también se puede expresar como

Ejemplo 1: Determina la ecuación de la recta que pasa por los puntos P(1,2) y Q(3,4). Resolución:

y-2=x-1 x-y+1=0

Pendiente de una Recta En la ecuación principal de la recta y = mx + b, el valor de m corresponde a la pendiente de la recta y b es el coeficiente de posición. La pendiente permite obtener el grado de inclinación que tiene una recta, mientras que el coeficiente de posición señala el punto en que la recta interceptará al eje de las ordenadas. Ejemplo: La ecuación y = 4x + 7 tiene pendiente 4 y coeficiente de posición 7, lo que indica que interceptará al eje y en el punto (0,7). 87

Cuando se tienen dos puntos cualesquiera (x1,y1) y (x2,y2), la pendiente queda determinada por el cociente entre la diferencia de las ordenadas de dos puntos de ella y la diferencia de las abscisas de los mismos puntos, o sea

Una recta que es paralela al eje x, tiene pendiente 0. En la ecuación general de la recta, la pendiente y el coeficiente de posición quedan determinados por: -A m= -B -C b = B Demostrémoslo: Transformemos la ecuación general de la recta en una ecuación principal. Ax + By + C = 0 Ax + By = -C By = -Ax - C

y=

y= donde se demuestran los valores de m y b antes dado. Ejemplo 1: ¿Cuál es la pendiente y el coeficiente de posición de la recta 4x - 6y + 3 = 0? Resolución: -4 m=

2 =

-6

3

-3

1

b =

= -6

2 88

Talón para entregar al docente Apellido y Nombre: Carrera: Matrícula: Por la presente declaro estar notificado respecto de las condiciones de aprobación del Laboratorio de Química General y de las Normas de Seguridad para el trabajo en el laboratorio.

Firma:

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