INTRODUCCIÓN:
El objetivo de esta práctica ha sido determinar la cantidad de ácido acético que contiene el vinagre, es decir, su grado de acidez. Para ello realizamos una valoración ácido-base, consistente en añadir lentamente el volumen de la base sobre un volumen conocido del ácido hasta que el indicador empleado cambió de color, produciéndose en ese momento una reacción de neutralización: ácido + base -> sal + agua.
MATERIAL:
- Matraz Erlenmeyer
- Bureta
- Fenolftaleína
- Soporte
- Pipeta
- Disolución de NaOH 1M
DESARROLLO DE LA PRÁCTICA:
1. En el matraz Erlenmeyer vertimos 4'5ml de vinagre y 20ml de agua destilada y, tras ello, echamos dos gotas de fenoftaleína.
2. Una vez limpiada la bureta, la enrasamos con el NaOH 0'1M a cero, que previamente había sido preparada por nosotros. Para ello nos ayudamos de un embudo.
Colocamos el Erlenmeyer sobre un papel blanco para observar más fácilmente el cambio de color de la disolución.
3. Desde la bureta, comenzamos a añadir gota a gota la disolución de NaOH sobre el Erlenmeyer, agitando éste al mismo tiempo, hasta que la disolución cambió de color (rosaceo), debido a que se había producido la reacción de neutralización. Por cada ml de NaOH gastado se había consumido un equivalente a 0'06g de ácido acético.
Repetimos la práctica y los valores del volumen de NaOH utilizado en los dos casos fue el siguiente:
- 1º: 8'2ml NaOH
- 2º: 8'5ml NaOH
- Media:
OPERACIONES:
- ¿ A cuántos gramos de acético quivalen los ml de NaOH gastados en la práctica?
gramos de acético = 8'35ml NaOH · 0'06g acético/1ml = 0'501g.
- ¿Cuántos gramos de acético hay en 100ml de vinagre? Densidad vinagre = 1g/ml
gramos de acético = 100ml de vinagre · 0'501g de acético/ 4'5ml de vinagre = 11'133g.
El resultado corresponde con los grados de acidez del vinagre.
ACTIVIDADES:
1. ¿Cómo se obtiene el vinagre? ¿Qué es el grado de acidez del vinagre?
El vinagre se obtiene a partir de un proceso de fermentación acética del vino.
El grado de acidez del vinagre indica la concentración de protones H+, que por el proceso de la solvatación aparecen como iónes H3O+, existente en el medio (vinagre).
2. ¿Es veneficioso el vinagre para la salud?, ¿por qué?
Sí es veneficioso. De hecho ha sido utilizado en tratamientos de diversas enfermedades, tales como la angina de pecho, la artritis o el asma, pues se ha comprobado que el vinagre depura el intestino y previene las fermentaciones que ocurren en el mismo.
3. La concentración del vinagre, ¿cómo debe ser?
La concentración en ácido acético del vinagre debe de estar entre el 3% y el 5%.
4. ¿A qué se denomina reacción de neutralización?
Una reacción de neutralización es una reacción que se da entre un ácido y una base, tras la cual se obtienen como productos una sal y agua. Cuando se desarrolla esta reacción, la acidez del ácido queda neutralizada con la basicidad de la base.
CONCLUSIÓN:
Me ha gustado trabajar con el vinagre, ya que es un producto que utilizo en casa muy a menudo y al mismo tiempo que he realizado una práctica importante en química como es la determinación del grado de acidez de una sustancia, he aprendido algo sobre el vinagre.
miércoles, 26 de mayo de 2010
domingo, 9 de mayo de 2010
PRÁCTICA 9: VALORACIÓN REDOX
INTRODUCCIÓN:
Mediante el desarrollo de esta práctica hemos podido determinar la molaridad de una disolución acuosa de FeSO4 de concentración desconocida, haciendo uso de una volumetría redox, concretamente una permanganometría; utilizando KMnO4 como oxidante: el sulfato de hierro(II) reacciona con el permanganato de potasio en medio ácido sulfúrico, dando lugar a sulfato de manganeso(II), sulfato de hierro(III), sulfato de potasio y agua.
MATERIAL:
- Disolución problema de sulfato de hierro(II) FeSO4
- Erlenmeyer
- Ácido sulfúrico 1M
- Disolución de KMnO4 0'1M
- Bureta
DESARROLLO DE LA PRÁCTICA:
En primer lugar, a partir de los datos dados, realizamos los cálculos necesarios para averiguar la cantidad de KMNo4 necesaria para preparar una disolución 0'1M: 1'6g. Preparamos la disolución.
El procedimiento seguido fue el siguiente:
1. Medimos con una pipeta 20 ml de la disolución problema de FeSO4 y los vertimos en un erlenmeyer, añadiendole 10ml de ácido sulfúrico 1M y diluyendolo todo con agua destilada hasta llegar a 100ml.
2. Llenamos la bureta con la disolución de KMnO4 0'1M preparada anteriormente, enrasando exactamente en la división cero.
3. Tras colocar el erlenmeyer bajo la bureta dejamos caer gota a gota la disolución de la bureta sobre la disolución de este, hasta que la disolución del erlenmeyer pasó de un color amarillo débil a un rosa pálido.
4. Anotamos el volumen de la disolución de KMnO4 gastado: 4'7ml.
OBTENCIÓN DE RESULTADOS E INTERPRETACIÓN:
1. Ecuación ajustada de las reacciones de oxidación-reducción que han tenido lugar:
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 --> 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O
2. Cálculo de la molaridad de la disolución de FeSO4:
Datos:
- 20ml FeSO4
- 4'7ml KMnO4 0'1M
Cálculos:
n(KMnO4) = 0'1 · 0'0047 = 0'00047M
0'00047moles KMnO4 · 10moles FeSO4/2moles KMnO4 = 0'00235moles FeSO4
M(FeSO4) = 0'00235/0'02 = 0'1175 M.
CONCLUSIÓN:
Esta práctica nos ha parecido muy acertada, ya que ha coincidido con el estudio de las reacciones de oxidación-reducción en química, y de esta forma hemos podido comprobar que todo lo que estudiamos no es simplemente para hacer problemas en el cuaderno.
Mediante el desarrollo de esta práctica hemos podido determinar la molaridad de una disolución acuosa de FeSO4 de concentración desconocida, haciendo uso de una volumetría redox, concretamente una permanganometría; utilizando KMnO4 como oxidante: el sulfato de hierro(II) reacciona con el permanganato de potasio en medio ácido sulfúrico, dando lugar a sulfato de manganeso(II), sulfato de hierro(III), sulfato de potasio y agua.
MATERIAL:
- Disolución problema de sulfato de hierro(II) FeSO4
- Erlenmeyer
- Ácido sulfúrico 1M
- Disolución de KMnO4 0'1M
- Bureta
DESARROLLO DE LA PRÁCTICA:
En primer lugar, a partir de los datos dados, realizamos los cálculos necesarios para averiguar la cantidad de KMNo4 necesaria para preparar una disolución 0'1M: 1'6g. Preparamos la disolución.
El procedimiento seguido fue el siguiente:
1. Medimos con una pipeta 20 ml de la disolución problema de FeSO4 y los vertimos en un erlenmeyer, añadiendole 10ml de ácido sulfúrico 1M y diluyendolo todo con agua destilada hasta llegar a 100ml.
2. Llenamos la bureta con la disolución de KMnO4 0'1M preparada anteriormente, enrasando exactamente en la división cero.
3. Tras colocar el erlenmeyer bajo la bureta dejamos caer gota a gota la disolución de la bureta sobre la disolución de este, hasta que la disolución del erlenmeyer pasó de un color amarillo débil a un rosa pálido.
4. Anotamos el volumen de la disolución de KMnO4 gastado: 4'7ml.
OBTENCIÓN DE RESULTADOS E INTERPRETACIÓN:
1. Ecuación ajustada de las reacciones de oxidación-reducción que han tenido lugar:
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 --> 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O
2. Cálculo de la molaridad de la disolución de FeSO4:
Datos:
- 20ml FeSO4
- 4'7ml KMnO4 0'1M
Cálculos:
n(KMnO4) = 0'1 · 0'0047 = 0'00047M
0'00047moles KMnO4 · 10moles FeSO4/2moles KMnO4 = 0'00235moles FeSO4
M(FeSO4) = 0'00235/0'02 = 0'1175 M.
CONCLUSIÓN:
Esta práctica nos ha parecido muy acertada, ya que ha coincidido con el estudio de las reacciones de oxidación-reducción en química, y de esta forma hemos podido comprobar que todo lo que estudiamos no es simplemente para hacer problemas en el cuaderno.
PRÁCTICA 8: REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN
INTRODUCCIÓN:
El objetivo de esta práctica ha sido hallar una relación que nos ha permitido conocer los mililitros de NaOH necesarios para neutralizar una cantidad determinada de HCl.
La reacción de neutralización ha sido la siguiente:
HCl + NaOH -> NaCl + H2O
MATERIAL:
- Matraz Erlenmeyer
- Bureta
- Pipeta
- Trípode y pinza
- Fenolftaleína
- Disolución diluida de hidróxido de sodio
- Disolución diluida de acido clorhídrico
- Aspirador de pipeta
DESARROLLO DE LA PRÁCTICA:
Previamente al comienzo de la práctica, por mesas preparamos una disolución diluida de NaOH y otra de HCl, a partir de datos dados:
Disolución de HCl
Datos:
0,05 M
1 L
Densidad = 1190 g/L
37% riqueza
Cálculo del volumen de la disolución diluida:
1190 x 37/100 x 1 mol/ 36,5 g = 12,06 M
Md x Vd = Mc x Vc ; 12,06 x Vd = 0,05 x 1000 ; Vd = 4,14 ml
Disolución de NaOH
Datos:
0,1 M
1 L
Cálculo de la masa de NaOH de la disolución:
M = nº de moles / volumen; nº moles = M x V ; nº moles = 0,1 x 1 ; nº moles = 0,1 moles NaOH
0,1 moles de NaOH x 40 g/ 1 mol = 4 g NaOH
Tras haber preparado las disoluciones, continuamos con el siguiente procedimiento:
1. Llenamos una bureta con agua para comprobar su correcto funcionamiento y a continuación la vaciamos y la llenamos hasta la graduación superior con la disolución de NaOH.
2. Utilizando una pipeta vertimos 5ml de la disolución de HCl en un matraz Erlenmeyer.
3. Añadimos dos gotas de fenoftaleína a la disolución del matraz y colocamos este bajo la bureta.
4. Gota a gota, dejamos caer la disolución de NaOH sobre la de HCl, agitando el matraz, hasta que observamos que la disolución adquirió un color rosado. Medimos los ml de disolución que había sido necesario añadir y los anotamos.
5. Vaciamos el matraz y repetimos el experimento con 10, 15, 20, 25, 30, y 35 ml de HCl. Los resultados obtenidos fueron los siguientes:
5ml HCl -> 3ml NaOH
10ml HCl -> 5'5ml NaOH
15ml HCl -> 8ml NaOH
20ml HCl -> 10'5ml NaOH
25ml HCl -> 13'7ml NaOH
30ml HCl -> 16ml NaOH
35ml HCl -> 18'2ml NaOH
6. Dibujamos una gráfica con los datos obtenidos en la que se puede observar el error, pues el resultado debe ser una recta:
El objetivo de esta práctica ha sido hallar una relación que nos ha permitido conocer los mililitros de NaOH necesarios para neutralizar una cantidad determinada de HCl.
La reacción de neutralización ha sido la siguiente:
HCl + NaOH -> NaCl + H2O
MATERIAL:
- Matraz Erlenmeyer
- Bureta
- Pipeta
- Trípode y pinza
- Fenolftaleína
- Disolución diluida de hidróxido de sodio
- Disolución diluida de acido clorhídrico
- Aspirador de pipeta
DESARROLLO DE LA PRÁCTICA:
Previamente al comienzo de la práctica, por mesas preparamos una disolución diluida de NaOH y otra de HCl, a partir de datos dados:
Disolución de HCl
Datos:
0,05 M
1 L
Densidad = 1190 g/L
37% riqueza
Cálculo del volumen de la disolución diluida:
1190 x 37/100 x 1 mol/ 36,5 g = 12,06 M
Md x Vd = Mc x Vc ; 12,06 x Vd = 0,05 x 1000 ; Vd = 4,14 ml
Disolución de NaOH
Datos:
0,1 M
1 L
Cálculo de la masa de NaOH de la disolución:
M = nº de moles / volumen; nº moles = M x V ; nº moles = 0,1 x 1 ; nº moles = 0,1 moles NaOH
0,1 moles de NaOH x 40 g/ 1 mol = 4 g NaOH
Tras haber preparado las disoluciones, continuamos con el siguiente procedimiento:
1. Llenamos una bureta con agua para comprobar su correcto funcionamiento y a continuación la vaciamos y la llenamos hasta la graduación superior con la disolución de NaOH.
2. Utilizando una pipeta vertimos 5ml de la disolución de HCl en un matraz Erlenmeyer.
3. Añadimos dos gotas de fenoftaleína a la disolución del matraz y colocamos este bajo la bureta.
4. Gota a gota, dejamos caer la disolución de NaOH sobre la de HCl, agitando el matraz, hasta que observamos que la disolución adquirió un color rosado. Medimos los ml de disolución que había sido necesario añadir y los anotamos.
5. Vaciamos el matraz y repetimos el experimento con 10, 15, 20, 25, 30, y 35 ml de HCl. Los resultados obtenidos fueron los siguientes:
5ml HCl -> 3ml NaOH
10ml HCl -> 5'5ml NaOH
15ml HCl -> 8ml NaOH
20ml HCl -> 10'5ml NaOH
25ml HCl -> 13'7ml NaOH
30ml HCl -> 16ml NaOH
35ml HCl -> 18'2ml NaOH
6. Dibujamos una gráfica con los datos obtenidos en la que se puede observar el error, pues el resultado debe ser una recta:
ACTIVIDADES:
a) ¿Cuántos mililitros de la disolución de NaOH habría que añadir para que reaccionaran con 80ml de HCl?
MaVa=MbVb;
0'05 · 0'08 = 0'1 · Vb; Vb = 0'04L = 40ml.
b) ¿Y con 200ml?. ¿Y con 1L?
->200ml: 0'05 · 0'2 = 0'1 · Vb; Vb = 0'1L = 100ml.
-> 1L: 0'05 · 1= 0'1 · Vb; Vb = 0'5L = 500mL.
c) ¿Cuál es el color que toma la fenoftaleína en medio ácido?. ¿Y en medio básico?
d) Dibujo del montaje realizado (no)
e) ¿Por qué se utiliza la fenoftaleína?
Porque se trata de un indicador que cambia de color cuando pasa de estar en midio ácido a estar en un medio básico (jusamente a pH7).
CONCLUSIÓN:
Nuevamente hemos trabajado con colores para el desarrollo de una práctica, y hallar la cantidad de una disolución necesaria para neutralizar otra a partir de un color rosado resulta algo realmente curioso. Nos ha gustado esta práctica.
Nuevamente hemos trabajado con colores para el desarrollo de una práctica, y hallar la cantidad de una disolución necesaria para neutralizar otra a partir de un color rosado resulta algo realmente curioso. Nos ha gustado esta práctica.
sábado, 8 de mayo de 2010
PRÁCTICA 7: UTILIZACIÓN DE LOS INDICADORES ÁCIDO-BASE
INTRODUCCIÓN:
El desarrollo de esta práctica nos ha permitido observar el comportamiento de diferentes indicadores ácido-base, sustancias que, en función del pH de una disolución, experimentan cambios en su composición detectables por sus propiedades físicas, así como diseñar un modelo sobre su comportamiento.
MATERIALES:
- Gradilla
- Dos pipetas
- Cuentagotas o varilla de vidrio
- Diez tubos de ensayo
DESARROLLO DE LA PRÁCTICA:
1. Limpiamos cinco pares de tubos de ensayos, correspondientes a los cinco indicadores que ibamos a probar, en medio ácido y en medio básico.
2. Añadimos en la mitad de ellos 2ml de ácido clorhídrico HCL diluido, y en la otra mitad 2ml de hidróxido de sodio NaOH diluido, ayudándonos de dos pipetas.
3. Tras enfrentar los tubos de ácido y base en la gradilla, echamos dos gotas del primer indicador en el primer par, repitiendo la investigación con el siguiente indicador y los siguientes tubos de ensayo, y así sucesivamente.
En el último caso utilizamos papel de tornasol, llevando con una varilla de vidrio las muestras de ácido y base a dicho papel.
Anotamos todas las coloraciones obtenidas y los resultados fueron los siguientes:
ACTIVIDADES:
1. Explica lo que ocurre e indica qué es un indicador ácido-base.
Dependiendo de la disolución, ácida o básica, sobre la que hemos vertido el indicador, esta ha adquirido un color u otro, y esta es precisamente la función de un indicador ácido-base, una sustancia que cambia de color dentro de un determinado intervalo de pH, permitiéndonos conocer si el pH de una disolución es ácido o básico.
2. ¿Cómo se define el pH de una disolución?
El pH es una medida de la acidez o basicidad de una solución, que nos indica la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinadas sustancias. Su intervalo va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7, y básicas las que tienen pH mayores a 7. Cuando el valor del pH es 7, se dice que la disolución es neutra.
3. ¿Qué pH debe tener el champú utilizado por los niños?
Es preferible que estos champús tengan un pH neutro, o cercano a la neutralidad, debido al elevado grado de delicadez de la piel de los niños.
4. ¿Cuántas clases de indicadores conoces?
Azul de metileno, fenoftaleína, anaranjado de metilo, rojo de metilo y papel indicador; nunca antes había trabajado con indicadores.
5. ¿Qué es el papel de tornasol (indicador universal)?
El papel de tornasol es uno de los más conocidos indicadores de pH. Suministrado en una solución, se torna de color rojo-anaranjado en contacto con compuestos ácidos, debajo de un índice de pH de 4,5 (de ahí su nombre) y oscurece sólo ligeramente con los alcalinos (por encima de un pH de 8,5)
CONCLUSIÓN:
Realmente nos ha parecido interesante y entretenido el desarrollo de esta práctica, pues, además de preparar dos disoluciones, hemos comprobado su pH utilizando indicadores, sustancias con las que nunca habíamos trabajado. Trabajar con colores nos ha resultado una forma muy curiosa de llevar a cabo una práctica.
El desarrollo de esta práctica nos ha permitido observar el comportamiento de diferentes indicadores ácido-base, sustancias que, en función del pH de una disolución, experimentan cambios en su composición detectables por sus propiedades físicas, así como diseñar un modelo sobre su comportamiento.
MATERIALES:
- Gradilla
- Dos pipetas
- Cuentagotas o varilla de vidrio
- Diez tubos de ensayo
DESARROLLO DE LA PRÁCTICA:
1. Limpiamos cinco pares de tubos de ensayos, correspondientes a los cinco indicadores que ibamos a probar, en medio ácido y en medio básico.
2. Añadimos en la mitad de ellos 2ml de ácido clorhídrico HCL diluido, y en la otra mitad 2ml de hidróxido de sodio NaOH diluido, ayudándonos de dos pipetas.
3. Tras enfrentar los tubos de ácido y base en la gradilla, echamos dos gotas del primer indicador en el primer par, repitiendo la investigación con el siguiente indicador y los siguientes tubos de ensayo, y así sucesivamente.
En el último caso utilizamos papel de tornasol, llevando con una varilla de vidrio las muestras de ácido y base a dicho papel.
Anotamos todas las coloraciones obtenidas y los resultados fueron los siguientes:
ACTIVIDADES:
1. Explica lo que ocurre e indica qué es un indicador ácido-base.
Dependiendo de la disolución, ácida o básica, sobre la que hemos vertido el indicador, esta ha adquirido un color u otro, y esta es precisamente la función de un indicador ácido-base, una sustancia que cambia de color dentro de un determinado intervalo de pH, permitiéndonos conocer si el pH de una disolución es ácido o básico.
2. ¿Cómo se define el pH de una disolución?
El pH es una medida de la acidez o basicidad de una solución, que nos indica la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinadas sustancias. Su intervalo va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7, y básicas las que tienen pH mayores a 7. Cuando el valor del pH es 7, se dice que la disolución es neutra.
3. ¿Qué pH debe tener el champú utilizado por los niños?
Es preferible que estos champús tengan un pH neutro, o cercano a la neutralidad, debido al elevado grado de delicadez de la piel de los niños.
4. ¿Cuántas clases de indicadores conoces?
Azul de metileno, fenoftaleína, anaranjado de metilo, rojo de metilo y papel indicador; nunca antes había trabajado con indicadores.
5. ¿Qué es el papel de tornasol (indicador universal)?
El papel de tornasol es uno de los más conocidos indicadores de pH. Suministrado en una solución, se torna de color rojo-anaranjado en contacto con compuestos ácidos, debajo de un índice de pH de 4,5 (de ahí su nombre) y oscurece sólo ligeramente con los alcalinos (por encima de un pH de 8,5)
CONCLUSIÓN:
Realmente nos ha parecido interesante y entretenido el desarrollo de esta práctica, pues, además de preparar dos disoluciones, hemos comprobado su pH utilizando indicadores, sustancias con las que nunca habíamos trabajado. Trabajar con colores nos ha resultado una forma muy curiosa de llevar a cabo una práctica.
PRÁCTICA 6: DENSIDAD DE UN GAS
INTRODUCCIÓN:
Mediante el desarrollo de esta práctica, además de recordar el concepto de densidad, muy importante en una gran cantidad de prácticas de laboratorio, hemos podido determinar la densidad de una muestra gaseosa a partir del conocimiento de su masa y el volumen de agua desplazado por dicho cuerpo.
MATERIALES:
- Matraz Erlenmeyer
- Aspirina efervescente
- Probeta mediana
- Cristalizador
- Tubo de goma que desemboca un tubo de vidrio con un tapón de corcho
- Balanza
El complejo diseñado, a partir del cual hemos realizado los cálculos que se indican a continuación, es el siguiente:
Mediante el desarrollo de esta práctica, además de recordar el concepto de densidad, muy importante en una gran cantidad de prácticas de laboratorio, hemos podido determinar la densidad de una muestra gaseosa a partir del conocimiento de su masa y el volumen de agua desplazado por dicho cuerpo.
MATERIALES:
- Matraz Erlenmeyer
- Aspirina efervescente
- Probeta mediana
- Cristalizador
- Tubo de goma que desemboca un tubo de vidrio con un tapón de corcho
- Balanza
El complejo diseñado, a partir del cual hemos realizado los cálculos que se indican a continuación, es el siguiente:
DESARROLLO DE LA PRÁCTICA:
1. En un matraz Erlenmeyer colocamos 20 ml de agua que fueron pesados junto con la mitad de una pastilla efervescente. Anotamos la masa total obtenida.
2. Tras haber llenado la probeta mediana con agua, la invertimos sobre el cristalizador (con agua, aproximadamente hasta la mitad), sujetando bien la probeta.
3. Anotamos la señal de agua en la probeta e introducimos con mucho cuidado el tubo de goma que desemboca en un tubo de vidrio con un tapón de corcho.
4. Al mismo tiempo que echamos la aspirina en el Erlenmeyer, lo tapamos con el tapón de corcho. El gas de la pastilla efervescente comenzó a pasar a la probeta y el nivel de agua comenzó a bajar.
5. Cuando cesaron las burbujas del gas, anotamos la señal de la probeta y, por la diferencia, obtenemos el volumen del gas liberado en el proceso.
6. Pesamos el nuevo conjunto de Erlenmeyer, agua y restos de pastilla, obteniendo por diferencia la masa del gas liberado. Dividiendo esta masa entre el volumen calculado anteriormente hallamos la densidad del gas:
Masa del Erlenmeyer + agua + partilla : 131'1g
Volumen del gas liberado: 81ml
Masa Erlenmeyer + agua + restos de la pastilla: 130'06g
Masa del gas liberado: 1'04g
Densidad del gas: 0'013g7ml
ACTIVIDADES:
1. ¿Cuál puede ser la naturaleza del gas?
Debido a la composición de la pastilla efervescente, conocemos que el gas que se desprende es CO2.
2. ¿Qué reacción ocurre entre la pastilla y el agua?
CaCO3 + H2O -> CaO + H2CO3 ( CO2 + H2O)
3. ¿ De qué factores depende la densidad de un gas?
Especialmente en los gases, la densidad cambia significativa y apreciablemente cuando varían la temperatura y la presión.
CONCLUSIÓN:
La forma de plantear la práctica y el complejo que hemos montado nos han parecido muy curiosos y sinceramente nunca habriámos pensado en algo así para calcular la densidad de un gas. Siempre es bueno hacer prácticas de este tipo para darnos cuenta de la gran cantidad de experiencias que se pueden plantear para distintos fines.
jueves, 19 de noviembre de 2009
PRÁCTICAS 4 Y 5: VELOCIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
INTRODUCCIÓN:
En esta práctica hemos preparado dos disoluciones, las cuales hemos hecho reaccionar, cronometrando el tiempo que han tardado en hacerlo; hemos medido la velocidad con la que desaparecen las sustancias iniciales para formar las sustancias finales.
MATERIALES:
- Vidrio de reloj
- Reloj
- 2 vasos de precipitados
- Balanza
- Probeta
- Pipeta y su aspirador
- Disoluciones de ácido clorhídrico y tiosulfato de sodio
DESARROLLO DE LA PRÁCTICA:
En primer lugar hemos preparado dos disoluciones 1 M, una de ácido clorhídrico y otra de tiosulfato de sodio, partiendo de unos datos propuestos, y con las que hemos realizado la experiencia.
Reacción con la que hemos trabajado:
S2O3Na2 + 2 ClH ---> S + SO2 + 2 ClNa + H2O
Procedimiento seguido:
1. Hemos disuelto 2 gramos de tiosulfato sódico en unos 50 ml de agua.
2.Hemos dibujado una cruz negra, utilizando un rotulador, sobre una hoja de papel blanco y hemos colocado encima un vaso de precipitado, previamente limpiado.
3. Hemos vertido en el 2º vaso de precipitado 25 ml de disolución de tiosulfato preparada anteriormente, medidos con una probeta, previamente limpiada.
4. Hemos tomado 3 ml de disolución de ácido clorhídrico con la pipeta provista del aspirador, y a continuación de verterlos con el tiosulfato de sodio hemos empezado a cronometrar el tiempo.
5. Hemos permanecido observando la disolución hasta que no nos ha sido posible ver desde arriba la cruz dibujada a través de la disolución, que adquirió un color amarillento por la aparición de azufre. Entonces hemos detenido el tiempo y anotado el tiempo invertido.
6. Por último hemos repetido la experiencia.
Matemáticamente, la velocidad de la reacción química se halla midiendo la concentración de tiosulfato de sodio que desaparece entre el tiempo invertido:
- Primera experiencia:
V = molaridad Na2S203 / t (s) = 1 / 5'49 = 0'1821 moles/l.s
- Segunda experiencia:
V = molaridad Na2So3 / t (s) = 1 / 5'33 = 0'1876 moles/l.s
- Media de la velocidad de la reacción: 0'1821 + 0'1876 = 0.3697; 0'3697 / 2 = 0'18485 moles/l.s
ACTIVIDADES:
1. El olor picante del final de la reacción es debido a la aparición entre los productos de la reacción de dióxido de azufre, una sustancia de olor picante, ácida y corrosiva.
2. El color enturbiado amarillo que toma la disolución se debe a la aparición de azufre, de color amarillo limón.
La reacción se produce en muy poco tiempo, debido a que las sustancias que intervienen en ella son muy reactivas.
CONCLUSIÓN:
La realización de esta práctica me ha parecido interesante, ya que le hemos dado un uso concreto a las disoluciones de tiosulfato de sodio y de ácido clorhídrico que habíamos preparado anteriormente. Me ha sorprendido ver el poco tiempo que han tardado estas dos disoluciones en reaccionar, cambiando su color y olor.
Ha sido una práctica muy entretenida.
En esta práctica hemos preparado dos disoluciones, las cuales hemos hecho reaccionar, cronometrando el tiempo que han tardado en hacerlo; hemos medido la velocidad con la que desaparecen las sustancias iniciales para formar las sustancias finales.
MATERIALES:
- Vidrio de reloj
- Reloj
- 2 vasos de precipitados
- Balanza
- Probeta
- Pipeta y su aspirador
- Disoluciones de ácido clorhídrico y tiosulfato de sodio
DESARROLLO DE LA PRÁCTICA:
En primer lugar hemos preparado dos disoluciones 1 M, una de ácido clorhídrico y otra de tiosulfato de sodio, partiendo de unos datos propuestos, y con las que hemos realizado la experiencia.
Reacción con la que hemos trabajado:
S2O3Na2 + 2 ClH ---> S + SO2 + 2 ClNa + H2O
Procedimiento seguido:
1. Hemos disuelto 2 gramos de tiosulfato sódico en unos 50 ml de agua.
2.Hemos dibujado una cruz negra, utilizando un rotulador, sobre una hoja de papel blanco y hemos colocado encima un vaso de precipitado, previamente limpiado.
3. Hemos vertido en el 2º vaso de precipitado 25 ml de disolución de tiosulfato preparada anteriormente, medidos con una probeta, previamente limpiada.
4. Hemos tomado 3 ml de disolución de ácido clorhídrico con la pipeta provista del aspirador, y a continuación de verterlos con el tiosulfato de sodio hemos empezado a cronometrar el tiempo.
5. Hemos permanecido observando la disolución hasta que no nos ha sido posible ver desde arriba la cruz dibujada a través de la disolución, que adquirió un color amarillento por la aparición de azufre. Entonces hemos detenido el tiempo y anotado el tiempo invertido.
6. Por último hemos repetido la experiencia.
Matemáticamente, la velocidad de la reacción química se halla midiendo la concentración de tiosulfato de sodio que desaparece entre el tiempo invertido:
- Primera experiencia:
V = molaridad Na2S203 / t (s) = 1 / 5'49 = 0'1821 moles/l.s
- Segunda experiencia:
V = molaridad Na2So3 / t (s) = 1 / 5'33 = 0'1876 moles/l.s
- Media de la velocidad de la reacción: 0'1821 + 0'1876 = 0.3697; 0'3697 / 2 = 0'18485 moles/l.s
ACTIVIDADES:
1. El olor picante del final de la reacción es debido a la aparición entre los productos de la reacción de dióxido de azufre, una sustancia de olor picante, ácida y corrosiva.
2. El color enturbiado amarillo que toma la disolución se debe a la aparición de azufre, de color amarillo limón.
La reacción se produce en muy poco tiempo, debido a que las sustancias que intervienen en ella son muy reactivas.
CONCLUSIÓN:
La realización de esta práctica me ha parecido interesante, ya que le hemos dado un uso concreto a las disoluciones de tiosulfato de sodio y de ácido clorhídrico que habíamos preparado anteriormente. Me ha sorprendido ver el poco tiempo que han tardado estas dos disoluciones en reaccionar, cambiando su color y olor.
Ha sido una práctica muy entretenida.
miércoles, 18 de noviembre de 2009
PRÁCTICA 3: COMPROBACIÓN DE LA LEY DE LAVOISEUR O LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA.
INTRODUCCIÓN:
En esta práctica hemos llevado a cabo una serie de mediciones trabajando con disoluciones, con el objetivo de comprobar experimentalmente la ley de Lavoiseur.
MATERIALES:
- Dos vasos de precipitados
- Dos matraces de 50 ml aforados
- Embudo
- Balanza
- Vidrio de reloj
- Varilla
- Reactivos: nitrato de plomo y yoduro de potasio
DESARROLLO DE LA PRÁCTICA:
Primera parte: las dos disoluciones con las que vamos a trabajar durante el desarrollo de esta práctica ya han sido preparadas en la práctica anterior.
Segunda parte:
- Primer experimento:
Masa del vaso A vacío: 45'9 g
Masa del vaso B vacío: 44'8 g
Masa del vaso A + Masa de nitrato de plomo: 64'2 g
Masa del vaso B + Masa de yoduro de potasio: 63,6 g
Masa de nitrato de plomo: 64'2 g - 45'9 g = 18.3 g
Masa del yoduro de potasio: 63'6 g - 44'8 g = 18'8 g
18'3 g + 18'8 g = 37'1 g
Masas finales del yoduro de potasio + nitrato de plomo en el vaso A:
82'88 g; 82'88 - 45'9 g = 36'98 g
Error cometido:
37'1 - 36'98 = 0'12.
El error cometido es de 0'12 g.
- Segundo experimento:
Masa del vaso A vacío: 46 g
Masa del vaso B vacío: 44'9 g
Masa del vaso A + Masa de nitrato de plomo: 64'7 g
Masa del vaso B + Masa de yoduro de potasio: 63,7 g
Masa de nitrato de plomo: 64'7 g - 46 g = 18.7 g
Masa del yoduro de potasio: 63'7 g - 44'9 g = 18'8 g
18'7 g + 18'8 g = 37'5 g
Masas finales del yoduro de potasio + nitrato de plomo en el vaso A:
83'5 g; 83'5 g - 46 g = 37'5g
Error cometido:
No hay ningún error cometido.
¿Se cumple la ley de conservación de la masa? Sí, se cumple.
CONCLUSIÓN:
Tras realizar esta práctica hemos podido comprobar que realmente se cumple esta ley que ya conocíamos, pero que nunca habíamos experimentado. Este tipo de prácticas me gustan, porque me recuerdan que todo lo que estoy estudiando se sabe gracias a la experimentación, y que realmente es cierto.
En esta práctica hemos llevado a cabo una serie de mediciones trabajando con disoluciones, con el objetivo de comprobar experimentalmente la ley de Lavoiseur.
MATERIALES:
- Dos vasos de precipitados
- Dos matraces de 50 ml aforados
- Embudo
- Balanza
- Vidrio de reloj
- Varilla
- Reactivos: nitrato de plomo y yoduro de potasio
DESARROLLO DE LA PRÁCTICA:
Primera parte: las dos disoluciones con las que vamos a trabajar durante el desarrollo de esta práctica ya han sido preparadas en la práctica anterior.
Segunda parte:
- Primer experimento:
Masa del vaso A vacío: 45'9 g
Masa del vaso B vacío: 44'8 g
Masa del vaso A + Masa de nitrato de plomo: 64'2 g
Masa del vaso B + Masa de yoduro de potasio: 63,6 g
Masa de nitrato de plomo: 64'2 g - 45'9 g = 18.3 g
Masa del yoduro de potasio: 63'6 g - 44'8 g = 18'8 g
18'3 g + 18'8 g = 37'1 g
Masas finales del yoduro de potasio + nitrato de plomo en el vaso A:
82'88 g; 82'88 - 45'9 g = 36'98 g
Error cometido:
37'1 - 36'98 = 0'12.
El error cometido es de 0'12 g.
- Segundo experimento:
Masa del vaso A vacío: 46 g
Masa del vaso B vacío: 44'9 g
Masa del vaso A + Masa de nitrato de plomo: 64'7 g
Masa del vaso B + Masa de yoduro de potasio: 63,7 g
Masa de nitrato de plomo: 64'7 g - 46 g = 18.7 g
Masa del yoduro de potasio: 63'7 g - 44'9 g = 18'8 g
18'7 g + 18'8 g = 37'5 g
Masas finales del yoduro de potasio + nitrato de plomo en el vaso A:
83'5 g; 83'5 g - 46 g = 37'5g
Error cometido:
No hay ningún error cometido.
¿Se cumple la ley de conservación de la masa? Sí, se cumple.
CONCLUSIÓN:
Tras realizar esta práctica hemos podido comprobar que realmente se cumple esta ley que ya conocíamos, pero que nunca habíamos experimentado. Este tipo de prácticas me gustan, porque me recuerdan que todo lo que estoy estudiando se sabe gracias a la experimentación, y que realmente es cierto.
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