9.- Expresiones de La ConcentracionN

PRACTICA No. 9EXPRESIONES DE LA CONCENTRACIÓN

INTRODUCCIÓN:

MOL: Cantidad de átomos de carbono que hay en 12.0000g de carbono que contiene solo el isótopo 12C que es un estándar para las masas atómicas relativas, por lo que el mol es la cantidad de átomos contenidos en la masa atómica relativa de cualquier elemento cuando esta se mide en gramos. Un mol de partículas equivalen a 6.022 partículas, moléculas o átomos(Número de Avogadro). La masa molecular de un compuesto es la masa de un mol de moléculas.

Interpretación molar: Es una interpretación de una ecuación basándose en el número de Avogadro de partículas o moles de sustancia, donde las cantidades molares de reactivos y productos deben corresponder a los coeficientes. El coeficiente al frente de una fórmula, indica el número de moles de cada sustancia, en ausencia de un coeficiente, se supone que este es 1Se puede expresar la relación entre dos especies cualquiera en la forma de una relación molar, empleando los coeficientes de la ecuación balanceada, se aplican sólo a la reacción específica y se pueden utilizar como factores de conversión que relacionen el número de moles de una especie en la reacción con el número de moles de otras especies, esto es, si conocemos el número de moles de una especie, podemos deducir el número de moles cualquiera de las otras especies que intervienen en la reacción a través del factor que es la relación molar. Las relaciones molares sirven como factores unitarios en los cálculos estequiométricos.

SOLUCIÓN: Mezcla de dos o mas componentes en los cuales las partículas se entremezclan a un nivel atómico, molecular o iónico.Una disolución es una mezcla de varias sustancias. La sustancia que se encuentra en mayor cantidad recibe el nombre de disolvente y la que se encuentra en mayor cantidad se llama soluto.Las disoluciones mas comunes son las líquidas, en las que el disolvente es el agua, por eso se llaman disoluciones acuosas. El hecho a que el agua sea un disolvente muy eficaz se debe a que sus moléculas son polares.Hidratación: Atracción que existe entre las moléculas del agua (disolvente) hacia las del soluto. La hidratación crea una capa de moléculas de agua en torno al catión y otro en torno al anión. Llas capas de hidratación aíslan a unos y otros entre sí, de manera que se desplazan en forma independiente dentro de la solución.

Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de la reacción sin alterarla químicamente, ocasiona una disminución en la energía de activación de la reacción, lo que permite que la reacción ocurra mas rápidamente. El peróxido de hidrógeno (H2O2), en solución acuosa se descompone lentamente a temperatura ambiente, si colocamos una pequeña cantidad de óxido de manganeso (IV) MnO2, un catalizador, en la solución, el H2O2, se descompone muy rápidamente a temperatura ambiente.

SOLUBILIDAD: Es la cantidad de sustancia que se puede disolver en una cantidad determinada de solvente a una temperatura específica.

CONCENTRACIÓN: Se refiere al número de partículas en un volumen determinado. Por lo general, la velocidad de la reacción en gases o sustancias disueltas en agua, cambia al variar la concentración de uno o mas reactivos. Cuando la concentración aumenta, la frecuencia de colisiones aumenta y la reacción se acelera, y al disminuir la concentración, disminuye la velocidad. En las soluciones acuosas la concentración aumenta al disolver mas cantidad de especie.

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Términos para la concentración: La concentración de una solución se llama solubilidad en el punto de saturación y se expresa como la masa de soluto por masa del disolvente. Para soluciones en las que el agua es el disolvente, la solubilidad se expresa casi siempre como la proporción que existe entre el número de gramos del soluto, por cada 100 gramos del disolvente, o bien, la proporción entre el número de gramos de soluto por cada litro de disolución; de acuerdo con esto, la concentración de una solución dependerá de la cantidad de soluto que pueda disolverse en el disolvente, tanto por su peso como por su volumen1.

Tomando en cuenta la concentración, las disoluciones se dividen en: Solución Diluida: Es aquella que contiene una pequeña proporción del soluto

disuelto en una gran cantidad de disolvente. Solución Concentrada: Gran cantidad de soluto disuelta en una pequeña

cantidad de disolvente. Solución Saturada: Es aquella en la que las moléculas del soluto disuelto y el

soluto no disuelto están en equilibrio dinámico con las moléculas del disolvente.

Solución Sobresaturada: Es aquella que tiene solución en mayor cantidad de soluto que la saturada en la misma cantidad de disolvente, con las mismas condiciones de temperatura y presión.

En química, para expresar cuantitativamente la proporción entre un soluto y el disolvente en una disolución se emplean distintas unidades: molaridad, normalidad, molalidad, formalidad, porcentaje en peso, porcentaje en volumen, fracción molar, partes por millón, partes por billón, partes por trillón, etc. También se puede expresar cualitativamente empleando términos como diluido, para bajas concentraciones, o concentrado, para altas2.

MÉTODOS QUE DESCRIBEN LA CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES: La cantidad de soluto en una solución depende de la cantidad de solución considerada. La mejor forma de describir una solución es establecer la concentración de soluto, ya que la concentración expresa la cantidad de soluto contenida en una cantidad unitaria de solución. La concentración en un volumen grande de solución, es la misma que en un volumen pequeño. Las concentraciones nos proveen una base de comparación.La concentración puede expresarse comúnmente de la siguiente manera:

a) Molaridad (M) es el número de moles de soluto disueltos por litro de disolución.

M = n =

Para determinar la molaridad de un soluto se debe conocer la cantidad de soluto disuelto en suficiente solvente como para producir un volumen específico de solución. Para expresar la molaridad, la masa del soluto se convierte a número de moles de soluto, y después los moles se dividen entre el volumen de solución en litros. La molaridad es independiente de la cantidad de solución; únicamente sirve como una expresión conveniente de la cantidad de soluto por unidad de volumen de solución. Al conocer la molaridad , es posible obtener un número específico de moles de sustancia en solución midiendo un volumen determinado. La molaridad de la solución se usa como factor de conversión para hallar moles de soluto a partir del volumen de solución.Soluciones estándar: Son las soluciones de molaridad y se preparan pesando una cantidad específica de soluto y disolviéndolas en suficiente solvente para tener un volumen conocido de solución, utilizando un matraz volumétrico para su preparación.

1 Gregory R. Choppin, Lee R. Summerlin, QUÍMICA, editorial Publicaciones Cultural, 6°ed. México, 1986, pp.50-68, 318-3552

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b) Normalidad (N) es la cantidad de soluto expresada en equivalentes gramos de soluto contenida en ciertos volúmenes de disolución expresada en litros.

= Cantidad de electrones transferidos.

Peso Equivalente (Peq) :Masa de sustancia que contiene un equivalente2.Equivalentes:

1 eq ácido: Cantidad de ese ácido que aporta 1 mol de iones H+

1 eq base: Cantidad de esa base que aporta 1 mol de iones OH-

En reacciones Re-dox, 1 eq: Cantidad de sustancia que puede dar o aceptar 1 mol de electrones, o bien, el número de electrones que se gana o pierde en una reacción.

La principal ventaja de usar equivalentes es que 1 eq ácido contiene el mismo número de iones H+ disponibles que el número de iones OH- presentes en 1 eq base:

Donde: N = Normalidad y V = Volumen

c) Relación entre el porcentaje en masa y volumen.

%

DILUCIÓNES: Al diluir con agua una solución acuosa de concentración alta, se logra que la solución sea de menor concentración. A veces es necesario preparar una solución de cierta molaridad por dilución de una cantidad específica de solución mas concentrada; por lo que de la definición de molaridad vemos que el número de moles de soluto en una solución está dado por el producto del volumen por la molaridad. Si tenemos una muestra de solución, ésta contendrá un número específico de moles:

Donde i se refiere al volumen y molaridad iniciales.

Al agregar agua a la muestra esta se diluye, cambiando el volumen y por lo tanto la molaridad. La dilución no altera el número de moles de soluto, sólo causa que la solución este menos concentrada. Donde f se refiere al volumen y a la molaridad finales después de la dilución. La dilución aumenta el volumen, y por lo tanto, la molaridad (concentración) disminuye. Como el número de moles no cambia con la dilución: n = Vi Mi y n = Vf Mf

Entonces: Esta relación se utiliza para hallar el volumen al cual debe diluirse una solución para obtener la molaridad deseada. También se puede emplear para determinar el volumen de una solución más concentrada necesaria para preparar un volumen específico de una solución mas diluida.

EQUILIBRIO QUÍMICO: Se representa cuando tanto reactivos como productos que están presentes en una reacción no registran cambios en su concentración; la relación de concentración de los reactivos y productos es la misma; el equilibrio es un estado dinámico, es decir, ocurre en ambas direcciones pero a la misma velocidad, y la concentración es uno de los factores que lo afectan.

ANÁLISIS QUÍMICO: conjunto de técnicas y procedimientos empleados para identificar y cuantificar la composición química de una sustancia.

2 Allier Rosalía etal LA MAGIA DE LA QUÍMICA editorial EPSA, México DF 1995 1era ed. pp.125-149

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En un análisis cualitativo se pretende identificar las sustancias de una muestra. En el análisis cuantitativo lo que se busca es determinar la cantidad o concentración en que se encuentra una sustancia específica en una muestra.Un análisis efectivo de una muestra suele basarse en una reacción química del componente, que produce una cualidad fácilmente identificable, como color, calor o insolubilidad.

ÁCIDOS: Especie química que dona iones H+ (protones) en una reacción química; acepta pares electrónicos. Características: liberan H2 gaseoso cuando reaccionan con ciertos metales, neutralizan las acciones de las soluciones básicas, colorea de rojo el papel tornasol, sabor agrio, ataca a los carbonatos desprendiendo CO2, corroe metales, son capaces de disolver algunos metales, reacciona con las bases, produce efervescencia cuando se pone en contacto con metales como el zinc y cambia de color extractos vegetales.

BASES: Especie química que acepta iones H+ en una reacción química; cuando se disuelven en agua producen el ion hidroxilo u oxidrilo (OH-), es capaz de ceder un par de electrones.Características: Soluciones acuosas, sabor amargo, colorea de azul el papel tornasol, reacciona con los ácidos para formar sales y agua neutralizando las acciones de las soluciones ácidas, reaccionan con soluciones de sales de metales pesados formando hidróxidos insolubles (en algunos casos óxidos) ,aspecto jabonoso y resbalosas al contacto.

Los ácidos y bases fuertes se disocian por completo si se disuelven en agua. Ejemplos: NaOH, KOH (bases), H2SO4, HNO3, HBr, HCl (ácidos).Las bases y ácidos débiles no se disocian por completo si se disuelven en agua. Ejemplos: ácido cítrico, ácido acético e hidróxido de amonio.

pH: Medida de la concentración de ion hidrógeno que sirve para medir la acidez o basicidad de las disoluciones. Su valor varía entre 0 y 14; en las disoluciones ácidas cuya concentración H+ es alta, el valor de pH es bajo y en las disoluciones básicas que presentan H+ menor, el PH es alto.

pH

0 a 3 Ácido fuerte4 a 6 Ácido débil

7 Neutro8 a 11 Base débil12 a 14 Base fuerte

INDICADOR: Sustancias (por lo general ácidos orgánicos) muy débiles que tienen la propiedad de cambiar de color según sea el medio en el que se encuentre, ya sea ácido o básico. Al probar una solución con varios indicadores, se puede calcular el pH de una solución con la suficiente precisión. Ejemplo: La fenolftaleina es un líquido incoloro cuando se encuentra en medio ácido y vira a rojo o rosa en medio básico; su gama de pH va de 8.3 a 10.El cambio de color de un indicador se llama vire.

Modelo de Arrhenius: Cuando se forman soluciones ácidas, se liberan en solución iones hidrógeno H+ . Cualquier ácido se puede representar mediante el símbolo HA y la reacción es la siguiente:HA (ac) H+ (ac) + A- (ac) Cuando se forma una solución básica, se libera en la solución el ión hidroxilo u oxhidrilo OH- : MOH (ac) M+ (ac) + OH- (ac)

REACCIONES ÁCIDO-BASE: El ácido y la base se neutralizan entre sí en una reacción ácido-base. Para que un ácido pierda un protón, debe estar presente una base para recibirlo. Así , un ácido puede reaccionar con una base en una reacción de transferencia de protones o reacción ácido-base. Esta reacción se representa en forma general como:

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Un ácido pierde un protón en una reacción química y una base gana un protón. El ácido dona un protón a una especie que es capaz de formar un enlace con el protón mucho más fuerte que el ácido original. Luego se puede decir que un ácido H-A, pierde un protón para quedar una base A: ;y una base B: , gana un protón para formar un ácido H-B.Se dice que el ácido H-A es más fuerte que el ácido H-B. El ácido más fuerte tiene mayor facilidad de perder el protón. La base b: es una base más fuerte que la base A: . La base más fuerte tiene mayor facilidad de ganar un protón.H------A + B: ------- H----B + A:Protón unido débilmente aceptor del protón protón unido fuertemente (base débil)(ácido fuerte) (base fuerte) (ácido débil)

Cada ácido, según Brönsted-Lowry, tendrá su base correspondiente; y cada base, su ácido correspondiente. Un ácido y la base que se forma por su transferencia de protón se llaman par ácido-base conjugados.Pares conjugados ácido-base : Los ácidos son sustancias que donan protones y las bases los aceptan, es decir, un ácido dona un protón a una base, y esta forma, se convierte en su correspondiente base conjugada. La base que gana el protón se convierte a su vez en su ácido conjugado. Cuando un ácido dona un protón, el ión negativo generado por la reacción, es una base y esta se convierte en el ácido original al recibir un protón:HA (ac) + B-1 (ac) HB (ac) + A- (ac)Ácido1 Base2 Ácido2 Base1La reacción en que se transfiere un protón de un ácido a una base y se forman los correspondientes ácido y base conjugados se denomina: reacción ácido-base.Cuando se mezclan un ácido y una base en solución, ocurre una reacción de transferencia de protones. Generalmente las reacciones ácido-base, son reacciones en equilibrio y éste se indica utilizando una doble flecha.

Reacciones de neutralización: Son reacciones que involucran una solución de un ácido fuerte y una de una base fuerte, donde se produce siempre agua, y forman soluciones neutras con sales.

TITULACIONES: Son el proceso de añadir una cantidad medida de una solución de concentración conocida a una muestra de otra solución con el propósito de determinar la concentración de la solución o la cantidad de ciertas especies en la solución. Es muy importante en el análisis de soluciones. La adición y medición del volumen de la solución de concentración conocida se efectúa utilizando una bureta, colocando en un matraz la muestra de la solución desconocida y llenando la bureta con la solución conocida, llamándola solución tituladora (como su concentración es conocida, también se le llama solución valorada). Después se deja caer lentamente esta solución en el matraz hasta que se mezcle la cantidad necesaria con la solución desconocida. El punto en el cual se ha añadido la cantidad necesaria se llama punto de equivalencia o punto final de la titulación, que se detecta colocando en el matraz de la reacción una pequeña cantidad de indicador, que se escoge de manera que reaccione con la solución tituladora al llegar al punto de equivalencia. La reacción entre el indicador y la solución tituladora forma un producto cuyo color se aprecia inmediatamente. Una vez que se conoce el punto de equivalencia, se determina el volumen de solución tituladora que se empleó tomando la lectura de la bureta. Conocidos el volumen y la concentración de la solución tituladora, se puede calcular el número de moles de reactivo que se necesitaron. Entonces se determina el número de moles o de gramos de las especies buscadas usando la ecuación balanceada de la reacción entre la solución tituladora y las especies. Fórmula: C1V1 = C2V2 Donde: C = concentración y V = volumenC1V1.......pertenecen al ácido y C2V2.....pertenecen a la base.

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Si se va a calcular la molaridad de la solución desconocida, se debe medir su volumen original antes de la titulación. La molaridad se calcula dividiendo el número de moles de la especie que se busca en solución, entre el volumen inicial de la muestra.La secuencia del cálculo a seguir si se quiere determinar el número de gramos por titulación es:

use la relación molar como factor de conversión use la masa molar de la especie como factor

Si se va a encontrar por titulación la molaridad de alguna especie en solución, la secuencia del cálculo es:

se utiliza la relación molar como factor de conversión Dividir entre el Vol. De la muestra

En los cálculos, se pueden utilizar los volúmenes expresados en mililitros.

REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN (Re-dox) : La reacción de los elementos para formar óxidos comprende una pérdida de electrones por parte del elemento, por lo que la oxidación comprende una pérdida de electrones (aumento en el número de oxidación de un elemento) y la reducción implica una ganancia de electrones (disminución en el número de oxidación de un elemento). En cualquier reacción en la que una sustancia se oxida, hay otra que debe reducirse, de manera que las dos reacciones comprenden simultáneamente una reducción y una oxidación.El donador que causa que otra especie se reduzca se llama agente reductor (que es el elemento que se oxida) y el aceptor que origina que otras especies se oxiden, se llama agente oxidante (que es el elemento que se reduce)3.

REACTIVOS:

PERMANGANATO: Es un oxidante muy fuerte y autoindicador, en la mayor parte de sus aplicaciones, el permanganato se utiliza en disolución ácida dando Mn++ como producto de su reducción; no obstante, en algunas aplicaciones se utiliza en medio casi neutro o incluso alcalino, dando MnO2 como producto de su reducción.La reducción de MnO4

- a Mn++ es un proceso muy complejo que implica la formación de estados intermedios de oxidación del manganeso; sin embargo, si se ajustan las condiciones para que el producto final sea Mn++ , se puede establecer la estequiometría entre el permanganato y el agente reductor, independientemente del mecanismo de la reacción.En disolución neutra, el permanganato se descompone lentamente, y las diluciones ácidas son aún menos estables. La reacción está autocatalizada por el bióxido de manganeso. Las trazas de sustancias reductoras presentes en agua destilada utilizada en la preparación de la disolución reducen permanganato a bióxido de manganeso, que cataliza la descomposición. La descomposición de las disoluciones de permanganato resulta también catalizada por la luz. Por esto la disolución se somete a ebullición durante media hora aproximadamente para completar la oxidación de las sustancias reductoras al agua. Después de un reposo de doce o más horas, para que se sedimente el bióxido de manganeso formado, se filtra la disolución por placa de vidrio y se conserva en frasco oscuro.

PERMANGANATO DE POTASIO (KmnO4) : Masa molecular: 158g. Densidad: 2.7g/cm3

Solubilidad en el agua: g/100ml a 20°C: 6.4Es un oxidante fuerte de intenso color violeta; aspecto de cristales púrpura oscuro..

3 T. R. Dickson, INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA, editorial Publicaciones Cultural, 16°ed. México, 1999. pp. 217-232, 272-282, 291-294, 321-338, 351-358.

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En disoluciones fuertemente ácidas se reduce a Mn2+ incoloro. En disolución neutra o alcalina el producto de reducción es el sólido MnO2 de color pardo.En disolución fuertemente alcalina (NaOH 2M), se produce ion manganato, de color verde.En valoraciones en medio fuertemente ácido, el KMnO4 actúa como autoindicador , por que el producto de la reacción, Mn2+ , es incoloro. Como punto final se toma la aparición de un tenue color rosa del exceso de MnO4 . Si el valor es demasiado diluido para poderse observar, se puede observar como indicador ferroína.El permanganato potásico no es un patrón primario, por que siempre contiene trazas de MnO4 . Además, el agua destilada de ordinario contiene bastantes impurezas orgánicas para reducir algo de MnO4 recién disuelto convirtiéndolo en MnO2. Las disoluciones acuosas de KMnO4 son inestables debido a la reacción que es lenta en ausencia de MnO2, Mn2+ , de calor, luz, ácidos y bases. El permanganato debe estandarizarse a menudo en trabajos muy precisos. Hay que preparar y estandarizar las disoluciones recién diluidas a partir de la disolución stock 0.02M usando agua, que se destiló añadiendo algo de KMnO4 y NaOH.PELIGROS QUÍMICOS: Se descompone al calentarla intensamente produciendo gases tóxicos y humos irritantes.VÍAS DE EXPOSICIÓN: Se puede absorber por inhalación del polvo y por ingestión.EFECTOS DE EXPOSICIÓN DE CORTA DURACIÓN: Es corrosiva para piel, ojos y tracto respiratorio, su inhalación puede generar edema pulmonar.

FENOLFTALEÍNA, de fórmula C20H14O4, es un compuesto químico que se obtiene por

reacción del fenol (C6H5OH) y el anhídrido ftálico (C8H4O3), en presencia de ácido sulfúrico.

Cuando se utiliza como indicador para la determinación cualitativa y cuantitativa del pH en las volumetrías de neutralización se prepara disuelta en alcohol al 70%. El intervalo de viraje de la fenolftaleína, es decir, el intervalo de pH dentro del cual tiene lugar el cambio de color del indicador, no sufre variaciones entre 0 y 100 ºC y está comprendido entre 8,0 y 9,8. El cambio de color de este indicador está acompañado de un cambio de su estructura; su color en medio básico es rojo-violeta y en medio ácido es incoloro.4

HIDROXIDO DE SODIO, Sosa cáustica (NaOH). Masa molecular: 40.0gESTADO FISICO; ASPECTO: Sólido blanco, deliquescente en diversas formas e inodoro.Solubilidad en agua, g/100 ml a 20°C: 109Presión de vapor, kPa a 739°C: 0.13PELIGROS QUÍMICOS: La sustancia es una base fuerte, reacciona violentamente con ácidos y es corrosiva en ambientes húmedos para metales tales como cinc, aluminio, estaño y plomo originando hidrógeno (combustible y explosivo). Ataca a algunas formas de plástico, de caucho y de recubrimientos. Absorbe rápidamente dióxido de carbono y agua del aire. Puede generar calor en contacto con la humedad o el agua. NO verter NUNCA agua sobre esta sustancia; cuando se deba disolver o diluir, añadirla al agua siempre lentamente. Almacenar en una área que disponga de un suelo de hormigón, resistente a la corrosión.VIAS DE EXPOSICIÓN: La sustancia se puede absorber por inhalación del aerosol y por ingestión.

RIESGO DE INHALACIÓN: La evaporación a 20°C es despreciable; sin embargo, se puede alcanzar rápidamente una concentración nociva de partículas en el aire. EFECTOS DE EXPOSICION DE CORTA DURACIÓN: Corrosivo. La sustancia es muy corrosiva de los ojos, la piel y el tracto respiratorio. Corrosivo por ingestión. La inhalación del aerosol de la sustancia puede originar edema pulmonar . Los síntomas del edema pulmonar no se ponen de manifiesto, a menudo, hasta pasadas algunas horas y se agravan por el esfuerzo físico. Reposo y

4"Fenolftaleína." Enciclopedia® Microsoft® Encarta 2001. © 1993-2000 Microsoft Corporation. Reservados todos los derechos.

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vigilancia médica son por ello, imprescindibles. NO verter NUNCA agua sobre esta sustancia; cuando se deba disolver o diluir, añadirla al agua siempre lentamente. Almacenar en una área que disponga de un suelo de hormigón, resistente a la corrosión.EFECTOS DE EXPOSICION PROLONGADA O REPETIDA: El contacto prolongado o repetido con la piel puede producir dermatitis.

ÁCIDO CLORHÍDRICO (HCl) : ESTADO FISICO; ASPECTO: Gas licuado comprimido incoloro, de olor acre. Solubilidad en agua: ElevadaDensidad relativa de vapor (aire = 1): 1.3PELIGROS FISICOS: El gas es más denso que el aire. PELIGROS QUÍMICOS: La disolución en agua es un ácido fuerte, reacciona violentamente con bases y es corrosiva. Reacciona violentamente con oxidantes formado gas tóxico de cloro. En contacto con el aire desprende humos corrosivos de cloruro de hidrógeno. Ataca a muchos metales formando hidrógeno. VIAS DE EXPOSICIÓN: La sustancia se puede absorber por inhalación. RIESGO DE INHALACIÓN: Al producirse una pérdida de gas se alcanza muy rápidamente una concentración nociva de éste en el aire. EFECTOS DE EXPOSICION DE CORTA DURACIÓN: Corrosivo. La sustancia es corrosiva de los ojos, la piel y el tracto respiratorio. La inhalación de altas concentraciones del gas puede originar edema pulmonar. Los efectos pueden aparecer de forma no inmediata. EFECTOS DE EXPOSICION PROLONGADA O REPETIDA: La sustancia puede afectar el pulmón, dando lugar a bronquitis crónica. La sustancia puede causar erosiones dentales.

ACIDO SULFURICO (Aceite de vitriolo) (H2SO4)

Masa molecular: 98.1ESTADO FISICO; ASPECTO: Líquido higroscópico, incoloro, aceitoso e inodoro. PELIGROS QUÍMICOS: Por combustión, formación de humos tóxicos de óxidos de azufre. La sustancia es un oxidante fuerte y reacciona violentamente con materiales combustibles y reductores. La sustancia es un ácido fuerte, reacciona violentamente con bases y es corrosiva para la mayoría de metales más comunes, originando hidrógeno (gas inflamable y explosivo). Reacciona violentamente con agua y compuestos orgánicos con desprendimiento de calor. Al calentar se forman humos (o gases) irritantes o tóxicos (óxido de azufre). VIAS DE EXPOSICIÓN: La sustancia se puede absorber por inhalación del aerosol y por ingestión.

RIESGO DE INHALACIÓN: La evaporación a 20°C es despreciable; sin embargo, se puede alcanzar rápidamente una concentración nociva de partículas en el aire por pulverización. EFECTOS DE EXPOSICION DE CORTA DURACIÓN: La sustancia es corrosiva de los ojos, la piel y el tracto respiratorio. Corrosiva por ingestión. La inhalación del aerosol de la sustancia puede originar edema pulmonar. EFECTOS DE EXPOSICION PROLONGADA O REPETIDA: Los pulmones pueden resultar afectados por la exposición prolongada o repetida al aerosol de esta sustancia. Si las exposiciones al aerosol de esta sustancia son repetidas o prolongadas existe el riesgo de presentar erosiones dentales.PROPIEDADES FÍSICAS: Punto de ebullición (se descompone): 340°C, Punto de fusión: 10°CDensidad relativa (agua = 1): 1.8Solubilidad en agua: Miscible Densidad relativa de vapor (aire = 1): 3.4

AMONIACO (NH3) , Masa molecular: 17.03, solubilidad en agua: 34g/ 100ml at 26°CDensidad relativa (agua=1) : 0.68at –33°CDensidad relativa de vapor (aire=1): 0.59ESTADO FÍSICO: Gas licuado comprimido incoloro de olor acre

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PELIGROS FÍSICOS: Difícil de encender, el líquido derramado tiene muy baja temperatura y se evapora rápidamente.PELIGROS QUÍMICOS: Se forman compuestos inestables frente al choque con óxidos de mercurio, plata y oro. La sustancia es una base fuerte, reacciona violentamente con ácidos, oxidantes fuertes, halógenos e interhalógenos y es corrosiva. Ataca el cobre, aluminio, zinc y sus aleaciones. Al disolverse en agua, desprende calor.VÍAS DE EXPOSICIÓN: Se puede absorber por inhalación..EFECTOS DE EXPOSICIÓN A CORTA DURACIÓN: Corrosivo, lacrimógeno, su inhalación a altas concentraciones puede producir edema pulmonar.

SULFATO DE COBRE (II) (pentahidratado) : Masa molecular: 249.7gSolubilidad en agua, g/ 100ml a 0°C : 31.7 , Densidad: 2.3 g/ cm3

ESTADO FÍSICO: Sólido azul en diversas formas.PELIGROS QUÍMICOS: Se descompone al calentarla intensamente produciendo humos tóxicos y corrosivos, incluyendo óxidos de azufre. La disolución en agua es un ácido débil. Ataca a muchos metales en presencia de agua.EFECTOS DE EXPOSICIÓN A CORTA DURACIÓN: Irrita severamente ojos y piel, el aerosol irrita el tracto respiratorio; corrosivo por ingestión, lo que causa efectos en sangre, hígado y riñón, dando lugar a anemia hemolítica, disfunción renal y hepática5.

PROBLEMA # 1

Indique como varia en orden creciente la intensidad del color de cada una de las series de disoluciones de dicromato de potasio, sulfato de cobre y permanganato de potasio y su relación con las diferentes formas de expresar la concentración (molar, normal y %P/ V).

OBJETIVOS:

GENERAL: Observar la intensidad de color de las disoluciones a preparar, de acuerdo a su concentración.

PARTICULARES: De acuerdo a cada reactivo que sea utilizado, preparar soluciones que se expresen en

concentración molar, normal y en porcentaje en peso/ volumen con la misma cantidad de soluto para encontrar la solución que tenga mayor concentración .

Observar y determinar lo que sucede si a una determinada concentración molar, se le diluye en una mayor cantidad de agua, de la que la que necesita para tener determinada concentración.

MATERIAL:

3 vasos de precipitados (50ml) probeta (100ml) 9 matraces aforados (100ml) 1 agitador 1 piseta 3 pipetas graduadas (2 de 5ml y 1 de 10ml)

5 http://www.mtas.es

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1 pipeta volumétrica (5ml) 14 tubos de ensayo 1 gradilla 3 reloj de vidrio 1 espátula

EQUIPO: Balanza analítica

REACTIVOS:

Agua destilada (H2O) Dicromato de potasio (K2Cr2O4) Sulfato de cobre (II) (CuSO4) Amoniaco (NH3) Permanganato de potasio (KMnO4)

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

1. Calcule la molaridad, la normalidad y el % en P/V de cada una de las disoluciones a preparar, con cada reactivo (KMnO4, K2Cr2O4 y CuSO4.5H2O/NH3).

2. Pese con cuidado en un vidrio de reloj de la cantidad de soluto que vaya a preparar y colóquela en un vaso de precipitados de 50ml.

3. Disuelva el sólido en 20 ml de agua aproximadamente.4. Coloque un embudo en su matraz aforado y con ayuda de un agitador y la piseta,

transvase la disolución, lavando varias veces el vaso y el embudo hasta asegurarse que no quede nada del reactivo en ellos(este procedimiento se seguirá para cada una de las disoluciones a preparar).

5. En el caso del CuSO4 añada 10ml de amoniaco concentrado antes de completar el aforo, para obtener sulfato de cobre pentahidratado.

6. Afore, coloque el tapón y agite para homogeneizar la disolución.7. En nueve tubos de ensayo previamente etiquetados (del 1 al 9, se utilizaran 3 tubos en el

caso de cada reactivo), coloque 5ml de las disoluciones preparadas y compare la intensidad de color para un mismo reactivo.

8. En cada caso coloque los tubos en orden creciente de la intensidad de color observada.9. Coloque en la gradilla cinco tubos de ensayo de la misma capacidad y numérelos del 1 al 510. En el tubo 1 coloque 1 ml de una disolución 0.01M de permanganato de potasio que

preparará en 10ml de agua y agregue 9ml de agua. En el tubo 2 coloque 1 ml de la disolución de el tubo 1 y 9 ml de agua. Repita la operación de dilución en los tubos siguientes.

11. Observe la intensidad del color.

RESULTADOS:

TABLA 1 : CÁLCULOS DE MOLARIDAD, NORMALIDAD Y %P/ V

Tomando en cuenta:a) El permanganato actuando en reacciones de oxido-reducción en las que se obtiene

manganeso (II)b) El dicromato de potasio se reduce a cromo(III)c) En el cobre no hay cambio en el estado de oxidación solamente esta considerando

una reacción de metátesis.

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Disolu g Soluto 100ml de

( M [=] mol/L) (N [=] eq /L) Porcentaje

1 KMnO4 158 g/ mol Mn (VII) a Mn2+

5 eq/ mol

0.1580 0.01 0.05 0.158%

2 0.0316 2 10-3 0.01 0.0316%

3 0.0100 6.329110-4 3.164510-

30.01%

4K2Cr2O4

294.18 g/ mol Cr (VI) a Cr3-

6 eq/ mol

2.9418 0.1 0.6 2.9418%

5 0.4903 0.0166 0.1 0.4903%

6 0.1000 3.399210-3 0.0203 0.1%

7 CuSO4.5H2O/NH3

249.7 g/ mol Cu2+

2 eq/ mol

0.2497 0.01 0.02 0.2497%

8 0.1248 4.997910-3 9.995910-

30.1248%

9 0.0100 4.004810-4 8.009610-

40.01%

TABLA 2: No. DE MOLES POR DISOLUCIÓN:

Reactivo KMnO4 K2Cr2O4 CuSO4.5H2O/NH3

#Disolución 1 2 3 4 5 6 7 8 9Moles 110-

3

210-

4

6.3210-

50.01 1.6610-

3

3.3910-

4

110-

3

4.9910-

4

410-

5

TABLA 3 : COLORES E INTENSIDAD DE COLOR DE LAS DISOLUCIONES:

Sustancia Intensidad de color (en orden creciente)PERMANGANATO DE POTASIO (violeta) 1 (violeta oscuro) >2 (violeta medio) >3 (violeta claro)DICROMATO DE POTASIO (Naranja) 4 (Naranja oscuro) >5 (naranja medio) >6 (naranja

claro)SULFATO DE COBRE pentahidratado (Azul)

7 (azul rey) >8 (azul celeste) >9 (azul frío, grisáceo)

TABLA 4: CONCENTRACIÓN MOLAR, No. DE MOLES Y MOLÉCULAS DE LAS DISOLUCIONES DEL PASO 10

Tubo Composición Disolución #

Molaridad (M) Moles/ ml Moléculas/ ml

1 10ml de KMnO4, 0.01M

1 0.01 (0.01mol/L)(0.01L) =110-

4/10ml = 110-

5mol/ml

(110-5mol/ ml)

( 6.0221023) = 6.0221018

moléculas/ ml2 1ml de disolución 1 +

9ml de H2O2 (0.01M)(1ml)/10ml

= 0.001M110-5 6.0221018

3 1ml de disolución 2 + 9ml de H2O

3 0.0001 110-5 6.0221018


4 0.00001 110-5 6.0221018


5 0.000001 110-5 6.0221018

11

CUESTIONARIO # 11. ¿Que disolución es mas concentrada, en cada grupo de reactivos, la 0.01M o la 0.01N? La

molar en todos los casos.2. ¿Hay alguna relación entre la cantidad de sustancia disuelta y la intensidad del color?

¿Alguna aplicación puede derivarse de esta propiedad? Si, a mayor cantidad de soluto disuelta en la misma cantidad de disolvente, será mayor la concentración, y por lo tanto, la intensidad de color será mayor con mayor cantidad de soluto.

3. Indique de cada una de las series de disoluciones de dicromato de potasio, sulfato de cobre y permanganato de potasio, su relación con las diferentes formas de expresar la concentración(molar, normal y %P/ V) Todas las soluciones por número contienen la misma cantidad de gramos de soluto, sin embargo son tan solo formas de expresar la concentración, ya sea en moles por litro, equivalentes por litro o porcentaje, por lo que no cambia la concentración, a menos que se agregue o disminuya la cantidad de soluto.

DISCUSIÓN DE RESULTADOS:

En la tabla 1 podemos observar las distintas formas de expresar la concentración de las disoluciones utilizadas, que estas no afectan la concentración de la disolución, simplemente son formas de expresarla ya que todas contienen la misma cantidad de soluto (por número de disolución) , solo variarían si se tuviera diferente cantidad de soluto como podemos observar en la tabla, donde cuando cambia la cantidad de soluto, cambian las expresiones de concentración.

La tabla 2 nos muestra el número de moles por dilución, donde cada dilución contiene una cantidad específica de gramos de soluto y como sabemos, el número de moles se obtiene de dividir la masa del soluto entre el peso molecular y como todas las expresiones de concentración (por número de dilución) contiene la misma masa de soluto, todas contienen el mismo número de moles. En la tabla podemos apreciar en cada reactivo como al disminuir la masa, disminuye el número de moles.

En la tabla 3, se puede observar en orden creciente la intensidad de color de las 3 diluciones que se hicieron por reactivo, donde podemos apreciar como la intensidad decrecía al disminuir la concentración de soluto, además de los colores que se observaron en cada una de las diluciones.

En la tabla 4 se muestra como las diluciones a partir de una dilución de concentración específica, disminuían su concentración al diluirlas en mas agua, creando nuevas y menores concentraciones conforme se preparaban nuevas diluciones, ya que al agregarles agua, las muestras se diluían cambiando el volumen y por lo tanto la molaridad; sin embargo, como ya sabemos teóricamente, la dilución no altera el número de moles de soluto, tan solo causa que la solución se encuentre menos concentrada, por lo que también obtenemos el mismo número de moléculas del soluto en la dilución, aunque esta haya disminuido su concentración.

CONCLUSIONES:

Por medio de este experimento, logramos observar como la intensidad de color de las soluciones preparadas, era mayor al tener mayor cantidad de soluto y por lo tanto de concentración, que se refiere al número de partículas de sustancia en cierto volumen de disolución, también aumenta.También pudimos concluir tanto experimentalmente como teóricamente como la concentración molar, normal y en %P/ V, son solo formas de expresar una concentración, y esto no altera que se tenga cierta cantidad de soluto en determinado volumen de disolución.Al realizar las últimas diluciones con el permanganato de potasio, observamos como a partir de cierta concentración de disolución, se puede obtener una dilución menos concentrada tan solo agregando cierta cantidad de agua, lo que se puede determinar utilizando la relación para diluciones para encontrar ya sea un volumen o una molaridad desconocida, tomando en cuenta que se tiene el mismo número de moles en dilución, y esto sirve para de cierta disolución de

12

concentración específica, poder obtener una menos concentrada, sabiendo aplicar los cálculos necesarios.

PROBLEMA # 2

Identifique a través de la serie de reacciones propuestas, la concentración (0.1M, 0.1N ó 0.1 % P/ V) de las disoluciones problema A, B y C en cada caso.

OBJETIVOS:

GENERAL: Aprender a realizar titulaciones ácido-base PARTICULARES:

A través de determinada concentración de ácido y base de los reactivos propuestos, determinar con que cantidad de base reaccionan los ácidos propuestos para completar la reacción química, y así neutralizar los reactivos

Encontrar el punto de equivalencia de la titulación, mediante el indicador de fenolftaleina para así poder calcular el número de moles de reactivo y de volumen que se utilizaron para llevar a cabo la reacción.

MATERIAL:

2 pipetas volumétricas (5ml) 2 pipetas graduadas (2 y 5ml) 3 vidrios de reloj 1 espátula 1 agitador 9 matraces aforados (100ml) 3 vasos de precipitados (50ml) 1 probeta (100ml) 1 bureta (50ml) 3 matraces Erlenmeyer (125ml)


REACTIVOS:

Agua destilada (H2O) Fenolftaleina (C20H14O4) Ácido clorhídrico (HCl) Ácido sulfúrico (H2SO4) Hidróxido de sodio (NaOH)


1. Realice los cálculos necesarios para preparar las soluciones problema. (en 100ml de agua)2. Mida con una pipeta volumétrica 5 ml de disolución de ácido clorhídrico 0.1 M y colóquelos en un

matraz Erlenmeyer.3. Agregue a la alícota del matraz 35 ml de agua para formar una dilución en la que se apreciara

mejor la titulación.4. Añada dos o tres gotas de fenolftaleina como indicador.5. Utilizando una bureta que contenga disolución de hidróxido de sodio 0.1M, valore el ácido del

matraz añadiendo poco a poco la sosa con la bureta, hasta obtener un vire permanente del indicador que debe mostrar un ligero tono rosa en la solución.

6. Registre el volumen de hidróxido gastado en la tabla 5.

13

7. Utilice el mismo procedimiento y lleve a cabo todas las valoraciones propuestas en la tabla 5 (por cada titulación se preparará una nueva solución tanto para ácido como para base)

8. Repita por lo menos 3 veces cada determinación para mejorar sus resultados9. Repita todos los pasos seguidos para la reacción anterior, pero en vez de ácido clorhídrico utilice

ácido sulfúrico y las cantidades indicadas en la tabla 6. Identifique la concentración (0.1% p/v, 0.1M o 0.1N) de cada una de las disoluciones A, B y C de ácido sulfúrico.

RESULTADOS:

CÁLCULOS de M, N y % P/V DEL HCl y del NaOH:

HCl 0.1M en 100ml de agua ( = 1.19g/ml , al 37% )(0.1mol/L)(36.5g/mol) = (3.65g/L)(0.1L) = 0.365g 1.19g/ml = (0.3067ml 100% ) 37% =0.8289ml(0.01mol/L)(0.1L) = 0.01 mol HCl 0.1N en 100ml de agua(0.1eq/L)(0.1L) = (0.01eq)(36.5g/eq) = 0.365g 1.19g/ml = (0.3067ml 100% ) 37% =0.8289ml0.365g 36.5g/mol = 0.01mol HCl 0.1% P/V en 100ml de agua0.1% 100% = (0.001g/ml)(100ml) = 0.1g 1.19g/ml = (0.08403 100% ) 37%) = 0.2271ml0.1g 36.5g/mol = 2.7 10-3 mol NaOH 0.1M en 100ml de agua0.01mol 40g/mol = 0.4g(0.01mol/L)(0.1L) = 0.01mol NaOH 0.1N en 100ml de agua(0.1eq/L)(0.1L) = (0.01eq)(40g/eq) = 0.4g0.4g 40g/mol = 0.01mol NaOH 0.1% P/V en 100ml de agua0.1g 100ml = 0.001g/ml 100% = 0.1% P/V0.1g 40g/mol = 2.5 10-3 mol

CALCULOS DE TITULACIÓN DE ÁCIDO (HCl) A BASE (NaOH):

M – M(0.1M)(5ml) 0.1M = 5ml M – N0.1M ---- 0.1M (0.1N)(5ml) (0.1N) = 5ml0.1N --- O.1N M - %P/V 0.1M ----- 0.8289ml > 5ml 0.8289ml 0.2271ml = (3.6499)(5ml) = 18.2496ml 0.1%P/V ---- 0.2271ml > X N – M0.1N ---- 0.1N (0.1M)(5ml) (0.1M) = 5ml0.1M --- O.1M N – N(0.1N)(5ml) 0.1N = 5ml N %P/V 0.1N ----- 0.8289ml > 5ml 0.8289ml 0.2271ml = (3.6499)(5ml) = 18.2496ml 0.1%P/V ---- 0.2271ml > X %P/V – M0.1% P/V ---- 0.2271ml 0.2271ml 0.8289ml = (0.2739)(5ml ) = 1.3698ml0.1M ----- 0.8289ml

14

%P/V – N0.1% P/V ---- 0.2271ml 0.2271ml 0.8289ml = (0.2739)(5ml) = 1.3698ml0.1N ----- 0.8289ml %P/V - %P/V(2.710-3)(5ml) 2.5 10-3 = 5.4ml

TABLA 5 : CONCENTRACIÓN Y VOLUMEN DEL HCl (Teórico y experimental)

Ecuación: HCl + NaOH --- NaCl + H2OREACTIVO A:

HClREACTIVO B:

NaOHRelació

n experimental

RELACIÓN TEÓRICA

Volumen (ml

)

Concentración

Cantidad de

sustancia (moles)

V1

(ml)V2

(ml)V3

(ml)Vprom

(ml)

Concentració

n

Cantidad de

sustancia (moles)

VA:VB

moles B VolumenB

(ml)

VA:VB

5 0.1M 0.01 4.8 4.7 4.7 4.7333 0.1M 0.01 5:4.73 0.01 5 5:5

5 0.1M 0.01 4.7 4.8 4.6 4.7 0.1N 0.01 5:4.7 0.01 5 5:5

5 0.1M 0.01 17.3 17 16.9 17.066 0.1%P/ V

2.510-3 5:17.06 2.510-3 18.249 5:18.24

5 0.1N 0.01 4.5 4.6 4.8 4.6333 0.1M 0.01 5:4.63 0.01 5 5:5

5 0.1N 0.01 4.3 4.6 4.4 4.4333 0.1N 0.01 5:4.43 0.01 5 5:5

5 0.1N 0.01 17.5 17.9 17.6 17.666 0.1% P/ V

2.510-3 5:17.66 2.510-3 18.249 5:18.24

5 0.1% P/V

2.710-3 1.1 1 1.1 1.0666 0.1M 0.01 5:1.06 0.01 1.3698 5:1.36

5 0.1%P/V

2.710-3 1 1 1 1 0.1N 0.01 5:1 0.01 1.3698 5:1.36

5 0.1%P/V

2.710-3 4.8 4.9 4.7 4.8 0.1%P/ V

2.510-3 5:4.8 2.510-3 5.4 5:5.4

CUESTIONARIO 21. ¿En que casos los volúmenes son semejantes? En los de M a M, N a N , M a N y viceversa

son iguales (5ml), los de M y N a % son iguales (18.24ml) y los de % a M y N también son iguales entre sí (1.06ml), esto hablando teóricamente.

2. ¿Qué relación tienen estos volúmenes con la estequiometría de la reacción? Que se necesita cierta cantidad específica de concentración molar de base (en este caso de NaOH) para hacer reaccionar una cantidad específica de sustancia de ácido (HCl) con determinado número de moles, y en función a los volúmenes, estos tienen determinada concentración, que a determinado volumen contiene la cantidad específica de partículas para hacer reaccionar a los compuestos y poder neutralizarlos.

3. ¿Qué volumen de hidróxido de sodio 0.1M requeriría si el ácido clorhídrico tuviera una concentración de 0.2M? Para 5ml de HCl, 10ml de sosa

15

4. Encuentre si hay alguna diferencia significativa entre los volúmenes de hidróxido de sodio 0.1M gastados cuando se valora una disolución 0.1M y otra 0.1N del ácido clorhídrico. ¿A que se debe? No, se debe a que contienen la misma concentración de moles .

CÁLCULOS de M, N y % P/V DEL H2SO4

H2SO4 0.1M en 100ml de agua ( = 1.84g/ml , al 98% )(0.1mol/L)(98g/mol) = (9.8g/L)(0.1L) = 0.98g 1.84g/ml = (0.5326ml 100% ) 98% =0.5434ml(0.01mol/L)(0.1L) = 0.01 mol H2SO4 0.1N en 100ml de agua(0.1eq/L)(0.1L) = (0.01eq)(49g/eq) = 0.49g 1.84g/ml= (0.2663ml 100% ) 98% =0.2717ml0.49g 98g/mol = 5 10-3 mol H2SO4 0.1% P/V en 100ml de agua0.1% 100% = (0.001g/ml)(100ml) = 0.1g 1.84g/ml = (0.05434 100% ) 98%) = 0.0554ml0.1g 98 g/mol = 1.02 10-3 mol

CALCULOS DE TITULACIÓN DE ÁCIDO (H2SO4) A BASE (NaOH):

M – M(0.1M)(5ml) 0.1M = 5ml N – N(0.1N/2)(5ml) 0.1N = 2.5ml %P/V - %P/V

(1.02 X 10-3 mol)(5ml) (2.5 X 10-3 mol) = 2.04ml N – M0.1N /2---- 0.1N (0.1N)(5ml) (0.2) = 2.5ml0.1M --- 0.2M %P/V – N(1.02x10-3 mol 2.5x10-3 )(5ml) = 0.51ml M - %P/V (0.01 mol 2.5x10-3 )(5ml) = 20ml %P/V – M(1.02x10-3 mol 2.5x10-3 )(5ml) = 0.51ml M-N0.1M---- 0.1M (0.1M)(5ml) (0.1) = 5ml0.1N --- 0.1 N - %P/V (5x10-3 mol 2.5x10-3 )(5ml) = 10ml

16

TABLA 6: CONCENTRACIÓN Y VOLUMEN DEL H2SO4 (Teórico y experimental)

Ecuación: H2SO4 + 2NaOH - Na2SO4 + 2H2O

REACTIVO A:

H2SO4

REACTIVO B:

NaOH

Relación

experimental

RELACIÓN TEÓRICA

Volumen (ml

)

Disolución Y

Concentració

n

Cantidad de

sustancia (moles)

V1

(ml)V2

(ml)V3

(ml)Vprom

(ml)

Concentrac

ión

Cantidad de

sustancia (moles)

VA:VB

moles B VolumenB

(ml)

VA:VB

5 A0.1M

0.01 4.9 4.7 4.7 4.7666 0.1M 0.01 5:4.76 0.01 5 5:5

5 A0.1N

510-3 2.5 2.3 2.6 2.4666 0.1N 0.01 5:2.46 0.01 2.5 5:2.5

5 A0.1% P/V

1.0210-

31.7 1.5 1.6

Disolución

A

1.6 0.1%P/ V

2.510-3 5:1.6 2.510-

32.04 5:2.04

5 B0.1N

510-3 2.4 2.2 2.1 2.2333 0.1M 0.01 5:2:23

Disolución A

0.01 2.5 5:2.5

5 B0.1

%P/V

1.0210-

30.2 0.4 0.4 0.3333 1.1N 0.01 5:0.33 0.01 0.51 5:0.51

5 B0.1M

0.01 18 18.3 18.2 18.1666 0.1% P/ V

2.510-3 5:18.1 2.510-

3 20 5:20

5 C0.1

%P/V

1.0210-

30.6 0.5 0.5 0.5333 0.1M 0.01 5:0.53 0.01 0.51 5:0.51

5 C0.1M

0.01 4.9 4.8 4.7 4.8 0.1N 0.01 5:4.8 0.01 5 5:5

5 C0.1N

510-3 11.3 11.2 11.4 11.3 0.1%P/ V

2.510-3 5:11.3 2.510-

310 5:10

5. ¿ que diferencia de volúmenes de sosa gastados hay entre las reacciones del HCl y el ácido sulfúrico cuando se utilizan concentraciones molares? De concentraciones molares a M, N es la misma para ambos ya que tanto el HCl como el H2SO4 tienen la misma concentración molar que la sosa y de M a %P/V, es mayor para el ácido sulfúrico que para el ácido clorhídrico.

6. ¿Qué nos indica esa diferencia? ¿Qué relación hay con la estequiometría de las reacciones? Que de molar a N y M hay la misma cantidad de concentración en moles que para la sosa, por lo que reaccionan con la misma cantidad de volumen y el porcentual depende de la cantidad de reactivo utilizada.

7. ¿Hay alguna diferencia significativa en los volúmenes de sosa y ácido sulfúrico utilizados cuando dos disoluciones son normales ¿Por qué? Si, es la mitad por que la concentración

17

en la sosa es mayor que en el ácido, por lo que reacciona mas rápidamente y no necesita el ácido tanta cantidad de sosa.

8. ¿Qué volumen de hidróxido 0.2M necesitaría para valorar 5ml de ácido sulfúrico 0.1M?2.5ml de NaOH 0.2M


En las tablas 5 y 6 podemos observar la titulación ácido base del ácido clorhídrico y del ácido sulfúrico donde los ácidos son muy fuertes y reaccionan con una base muy fuerte como lo es la sosa para producir cloruro de sodio y agua (para el HCl) y sulfato de sodio y agua (para el H2SO4), por lo que se neutralizan al reaccionar con la sosa produciendo sales y agua.

También se puede observar en la tabla 5 como al haber la misma cantidad de moles en las concentraciones que van a reaccionar de ácido a base , el volumen de base que necesita para reaccionar es el mismo en el caso del HCl , sobretodo tratándose de concentraciones molares, donde para el ácido clorhídrico en la relación molar-molar se utilizó la misma cantidad de reactivos por su cantidad en número de moles que era la misma. En el caso del HCl, para la normalidad sucedió lo mismo, ya que la dilución 0.1 normal contenía el mismo número de moles que la 0.1molar por lo que teóricamente se tenían los mismos resultados. Y de M y N a porcentual, y viceversa, se hizo la relación de la cantidad de ácido que se utilizo en las 3 concentraciones ácidas con la básica, para poder determinarlo.

Para el ácido sulfúrico en sus concentraciones molares, podemos observar como requiere de la misma cantidad del volumen del HCl para reaccionar debido a que al producirse la reacción , como se observa en la tabla 6, se tiene la misma concentración de molar a normal y a molar, por lo que el volumen de sosa para que se lleve a cabo la reacción, es el mismo, en cambio de normal a normal y molar era la mitad ya que la concentración normal del ácido es la mitad que la de la sosa, por lo que se requería tan solo la mitad de su volumen para reaccionar adecuadamente.

Las relaciones porcentuales, dependen de la cantidad de reactivo que se utilicen para asi poder neutralizar la reacción, debido a que es muy poca la cantidad de sustancia que se utiliza, por lo que si una concentración porcentual reacciona con una normal o molar la misma concentración (en este caso de 0.1), que como ya sabemos para cada expresión de concentración es diferente el valor y la cantidad de sustancia, la cantidad de base (en este caso) será mínima debido a que la M y N tendrán mayor concentración.

Las reacciones ácido-base, dependen de la cantidad de sustancia que se utilice para reaccionar, lo que se puede observar al hacer la ecuación de la reacción, para que puedan reaccionar estequiométricamente y en proporciones precisas.

CONCLUSIONES:

A través de este experimento, logramos observar y practicar con titulaciones ácido-base a través de reacciones ácido-base de neutralización, por medio de un indicador (fenolftaleina) que nos permitió conocer el punto de equivalencia o punto final de la titulación al virar su color del medio ácido en el que se encontraba (donde era incoloro) al medio neutro (donde se produjeron sales y agua) al que se llevo (donde el indicador viró a rosa pálido) donde se determino también el punto de fin de la reacción, es decir, el volumen necesario de base fuerte (en este caso NaOH)para hacer reaccionar determinado volumen (5ml) de un ácido fuerte (HCl y H2SO4) en diferentes concentraciones de reactivos y a diferentes cantidades de sustancia, es decir, de moles de soluto en el disolvente, por lo que dependiendo de la cantidad de sustancia que se tenga, se podrá determinar el volumen de sustancia que reaccionará con este (tomando en cuenta que se sabe el volumen inicial de uno de los reactivos.También, pudimos observar como en una reacción química se tiene que tomar en cuenta para ácidos y bases la cantidad de iones H+ o iones OH- que se aportan para poder determinar adecuadamente una

18

concentración normal, y así poder reaccionar adecuadamente los reactivos teniendo correctamente los cálculos necesarios para poder preparar las soluciones de una forma precisa.

PROBLEMA # 3

Identifique a través de la reacción propuesta de óxido-reducción, las concentraciones y volúmenes de H2O2 que se necesitan para reaccionar con 2ml del permanganato

OBJETIVOS:

GENERAL: Determinar el volumen de H2O2 que se necesita para reaccionar con KMnO4

PARTICULARES: A través de determinada concentración de base y ácido de los reactivos

propuestos, determinar con que cantidad de ácido reacciona la base propuesta para completar la reacción química de óxido-reducción, y así llevar a cabo la reacción.

Encontrar el punto de equivalencia de la titulación, tomando en cuenta que el permanganato es su propio indicador y observar sus comportamientos al combinarlos con ácidos y bases.

MATERIAL:

2 pipetas volumétricas (2ml) 2 pipetas graduadas (2 y 5ml) 3 vidrios de reloj 1 espátula 1 agitador 3 matraces aforados (100ml) 2 vasos de precipitados (50ml) 1 probeta (100ml) 1 bureta (50ml) 1 piseta 3 matraces Erlenmeyer (125ml)


REACTIVOS:

Agua destilada (H2O) Permanganato de potasio (KMnO4) Peróxido de hidrógeno (H2O2) Ácido sulfúrico (H2SO4)


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1. Realice los cálculos necesarios para llevar a cabo las titulaciones indicadas en la tabla 7.2. Mida con una pipeta volumétrica de 2ml, el volumen de permanganato de potasio y

colóquelos en un matraz Erlenmeyer de 125 mL, añada un poco de agua destilada (28ml) y aproximadamente 5 mL de ácido sulfúrico 6 M.

3. Coloque en una bureta agua oxigenada de concentración A (0.1%P/V) etiquétela y agregue poco a poco al permanganato hasta desaparición del color púrpura.

4. Repita el procedimiento para cada una de las combinaciones propuestas y registre sus datos en la tabla 7, esto para las concentraciones A (0.1%P/V), B (0.1M) y C (0.1N).

RESULTADOS:

CÁLCULOS DE Molaridad, Normalidad y % P/V:

H2SO4 6M en 100ml de agua(6mol/L)(0.1L) = 0.6 mol(6mol/L)(98g/L) = (588g/L)(0.1L) = 58.8g 1.84g/ml = (31.95ml x 100%) 98% = 37.6ml 2KMnO4 0.1Men 100ml de agua(0.01mol/L)(0.1L) = 0.01mol2(158g) ----- 2mol x ----- 0.01mol = 1.58g 2KMnO4 0.1Nen 100ml de agua158g 5eq = (31.6g/eq)(0.1eq/L) = (3.16g/L)(0.1L) = 0.316g2(158g)-----2mol0.316g------2 x 10-3 mol 2KMnO4 0.1% P/V en 100ml de agua316g --- 2mol0.1g ------ 6.32 x 10-4 mol H2O2 0.1M en 100ml de agua(0.01mol/L)(0.1L) = 0.01mol34g ----- 1mol x ----- 0.01mol = 0.34g H2O2 0.1N en 100ml de agua34g 2eq = (17g/eq)(0.1eq/L) = (1.7g/L)(0.1L) = 0.17g34g -----1mol0.17g------5 x 10-3 mol H2O2 0.1% P/V en 100ml de agua34g --- 1mol0.1g ------ 2.94 x 10-3 mol

CÁLCULOS DE TITULACIÓN

1. (0.01mol 2.9x10-3mol)(2ml) = 6.8965ml2. (2x10-3mol 2.9x10-3mol)(2ml) = 1.3793ml3. (6.32x10 -4mol 2.9x10-3mol)(2ml) = 0.4358ml4. (0.1M)(2ml) 0.1M = 2ml5. (2x10-3mol 0.01mol)(2ml) = 0.4ml6. (6.32x10 -4mol 0-01mol)(2ml) = 0.1264ml7. (0.01mol 5x10-3mol)(2ml) = 4ml8. (6.3x10-4 mol)(2ml) (5x10-3mol) = 0.2528ml9. (2x10-3mol 5x10-3mol)(2ml) = 0.8ml

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TABLA 7 : TITULACIÓN DE UNA REACCIÓN DE ÓXIDO-REDUCCIÓN

Ecuación: 2KMnO4 + H2O2 + H2SO4 K2SO4 + 2MnO + 2H2O + O2

REACTIVO A: KMnO4 REACTIVO B: H2O2

Relación Experi-mental

RELACIÓN TEÓRICA

Volu-men

(mL)

Concen-

tración

Cantidadde

sustancia (moles)

V1

(mL)

V2

(mL)

V3

(mL)

Vprom

(mL)

Concen-

tración

Cantidadde

sustancia (moles)

VA: VB MolesB

volumen B (mL)

VA: VB

2 0.1 M 0.01 4 4.5 4.3 4.266 0.1 % P/V

2.9x10-3 2:4.26 2.9x10-3 6.8965 2:6.89

2 0.1 N 2x10-3 0.9 1.2 1.2 1.1 0.1 % P/V

2.9x10-3 2:1.1 2.9x10-3 1.3793 2:1.37

2 0.1 % P/V

6.32x10-4 0.5 0.5 0.4 0.4666 0.1 % P/V

2.9x10-3 2:0.46 2.9x10-3 0.4358 2:0.43

2 0.1 M 0.01 1.7 1.9 1.8 1.8 0.1 M 0.01 2:1.8 0.01 2 2:22 0.1 N 2x10-3 0.4 0.3 0.3 0.3333 0.1 M 0.01 2:0.33 0.01 0.4 2:0.42 0.1 %

P/V6.32x10-4 0.2 0.1 0.1 0.1333 0.1M 0.01 2:0.13 0.01 0.1264 2:0.12

2 0.1 M 0.01 4 5 3 4 0.1 N 5x10-3 2: 4 5x10-3 4 2:42 0.1 N 6.32x10-4 0.3 0.3 0.2 0.2666 0.1 N 5x10-3 2:0.26 5x10-3 0.2528 2:0.252 0.1 %

P/V2x10-3 0.7 0.6 0.6 0.6333 0.1 N 5x10-3 2:0.63 5x10-3 0.8 2:0.8

CUESTIONARIO:

1. ¿Cuántos electrones intercambia el manganeso y cuántos el oxígeno? El manganeso intercambia 5 e- y el oxígeno 2

2. ¿Tienen estos números alguna relación con los volúmenes de permanganato de potasio y agua oxigenada utilizados en el caso en que las dos concentraciones son molares? ¿Por qué? No, no interviene ya que sólo se mide su concentración en moles, intervenería si se tratara de normalidad, ya que cuenta los eqyuvalentes

3. ¿En qué caso los volúmenes de ambos reactivos son iguales y por qué? De molar a molar ya que tienen la misma cantidad de sustancia ambos.

4. Si las concentraciones normales de los dos reactivos se duplican pero se utiliza el mismo volumen de permanganato, ¿cuál será la diferencia en el volumen de peróxido? Se reduciría a la cuarta parte el volumen

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5. ¿Cuál disolución de KMnO4 es más concentrada, una 0.1 M o una 0.5 N cuando se utilizan en la reacción propuesta? Tienen la misma concentración de 0.01moles en ambos casos


En la tabla 7 podemos observar que se efectúa una reacción de óxido-reducción donde el permanganato de potasio se reduce 5 electrones y el peróxido de hidrógeno se oxida 2 electrones al reaccionar también con ácido sulfúrico para dar como productos sulfato de potasio, óxido de manganeso, agua y desprender oxígeno.

Para todas las relaciones hechas, los volúmenes necesarios de peróxido eran diferentes, excepto para la molar-molar , donde ambos reactivos contenían el mismo número de moles para reaccionar y neutralizarse.

En las demás reacciones, para encontrar el volumen teórico necesario, se utilizó una relación de sus moles, donde si se divide la cantidad de moles del permanganato entre la del peróxido, y se multiplica por el volumen utilizado del permanganato, se obtiene el volumen necesario del peróxido para reaccionar con el permanganato

También se pudo determinar que las soluciones molares se encontraban mayor concentradas que las normales y estas a su vez, eran mayores a las porcentuales, razón por que las dos últimas requerían un volumen menor de peróxido para reaccionar ya que todas las concentraciones de peróxido eran mayores que la normal y porcentual del permanganato, solo de molar a normal y porcentual se requería de un volumen mayor de peróxido ya que la concentración y por lo tanto, los moles del peróxido era menor en esos casos que la del permanganato.

Al agregar ácido sulfúrico a la disolución de permanganato de potasio, este se torno incoloro, debido a que es un autoindicador y se reduce a Mn2+ en medio ácido, y al agregarle el peróxido de hidrógeno, viró a un tono pardo al neutralizarse la reacción.

CONCLUSIONES:

A través de esta práctica, se observó como se titula una reacción de óxido-reducción, donde para todas las concentraciones (excepto la molar), eran diferentes para cada caso, dándonos asi cantidades diferentes de volumen necesario para observar el punto de equivalencia de la reacción, esto debido a que los moles de sustancia para cada concentración tanto de permanganato como de peróxido eran diferentes, dándonos por lo tanto los diferentes volúmenes requeridos.Tambien observamos como el reactivo permanganato de potasio tiene función de autoindicador, ya que en medio ácido se vira a incoloro y en medio neutro o básico se vira a color pardo asi mostrándonos si se vuelve ácido o básico o neutro al reaccionar.

BIBLIOGRAFÍA:

Allier, Rosalía etal LA MAGIA DE LA QUÍMICA, editorial EPSA, México 1995 1°ed,pp.125-149 Puig, Ignacio, S.J. ,CURSO GENERAL DE QUÍMICA, editorial Marín, 1961, México. Pp. 134-145 Dickson T.R. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA editorial Publicaciones cultural 16ava ed.México 1999 pp. 217-358 http://www.mtas.es Gregory, Summerlin, QUÍMICA, editorial Publicaciones cultural, 6ta ed. México 1986.pp. 50-355

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9.- Expresiones de La ConcentracionN