En esta sección están incluidos los guiones
de algunas prácticas de química que he preparado para mis
alumnos de COU. Además se pueden bajar también algunos temas
en formato Word. Los problemas están recogidos de selectividad y
de libros de texto para nivel de COU o Bachillerato.
Temas
de química:
Aprender a preparar disoluciones de concentración dada, ya que la mayor parte de las reacciones químicas tienen lugar en forma de disolución.
FUNDAMENTO TEÓRICO:
Una disolución es una mezcla homogénea de dos sustancias denominadas soluto (la que participa en menor proporción) y disolvente. El disolvente es generalmente un líquido, y el soluto puede ser un sólido, un líquido o un gas.
A la cantidad de soluto disuelta en una determinada cantidad de disolvente se le conoce con el nombre de concentración. Esta concentración puede expresarse de diversas formas:
MATERIAL Y REACTIVOS:
Vidrio de reloj, vaso de precipitado de 100 ml, matraz aforado de 250 ml, varilla de vidrio, cuentagotas, pipeta.
Hidróxido sódico, ácido clorhídrico 0,1N.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:
PRACTICA A: Preparación de 250 ml de una disolución 0,1 M de NaOH.
En primer lugar se han de realizar los cálculos para saber la cantidad de NaOH (sólido) necesario.
Conocida la cantidad de soluto (NaOH), se pesa dicha cantidad en un vidrio de reloj tarado y se pasa a un matraz aforado de 250 ml. Se le añade un poco de agua y se agita hasta la completa disolución del soluto. A continuación se le va añadiendo el resto de disolvente (agua) hasta enrasar exactamente el menisco con la marca superior del matraz. Es conveniente que las últimas porciones, se añadan gota agota, con una pipeta o con un cuentagotas, para evitar pasarnos.
Si fuera necesario calentar la disolución para disolver, se llevaría a cabo en un vaso de precipitados y sólo con una pequeña cantidad de disolvente. Una vez conseguida la disolución, se pasaría al matraz aforado, lavando varias veces con disolvente. Una vez fría se enrasa.
PRACTICA B: Obtener 250 ml. de disolución 0,1 M a partir de una disolución de HCl 1 N.
Primero debemos calcular cuantos mililitros de la disolución inicial son necesarios para preparar la nueva disolución.
Con una pipeta se toma el volumen calculado de la disolución 1 N y se vierte en el matraz aforado. A continuación se añade disolvente (agua) procurando arrastrar las posibles gotas que hayan quedado en cuello del matraz en la operación anterior. Finalmente se enrasa.
Determinar la concentración de una disolución problema usando otra de concentración conocida.
FUNDAMENTO TEÓRICO:
Cuando reaccionan entre sí dos o más sustancias lo hacen siempre en proporciones determinadas (equivalente a equivalente). Al reaccionar una disolución de un ácido con una disolución de una base, cada equivalente-gramo del ácido lo hará con un equivalente-gramo de la base. La reacción terminará cuando se agote al menos uno de los reaccionantes, formándose la sal correspondiente. En ese momento se habrá alcanzado el punto de equivalencia.
Como el número de equivalentes-gramo de una y otra sustancia ha de ser el mismo:
n1 eq-g = V·N (V = volumen N = normalidad)
VaNa = VbNb (nº eq del ácido = nº eq de la base)
Conocidos ambos volúmenes (Va y Vb) y la normalidad de la disolución patrón (Na, la normalidad del ácido en nuestro caso), podemos calcular la normalidad de la disolución problema ( la base ).
Para saber cuando se alcanza el punto de equivalencia usaremos un indicador, que es una sustancia que presenta distinto color si se encuentra en medio ácido o básico y que no participa en la reacción.
MATERIAL Y PRODUCTOS:
Vaso de precipitados de 100 c.c.; matraz erlenmeyer de 250 c.c.; soporte de bureta; bureta de 50 c.c.; embudo pequeño de vidrio.
Ácido clorhídrico 0,1 N; disolución indicadora
de fenolftaleína; disolución problema de hidróxido
sódico.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:
Se toma una bureta de 50 c.c. y se enjuaga con un pequeño volumen de ácido clorhídrico 0,1 N tratando de mojar toda la superficie interior de la misma. A continuación se coloca en un soporte dejando escurrir el líquido de lavado. Cerramos la llave y ayudándonos de un embudo llenamos la bureta con la disolución de ácido clorhídrico 0,1 N pasando de la marca para enrasar a continuación.
En un erlenmeyer de 250 c.c. agregamos con exactitud desde la bureta 40 c.c. del HCl y le añadimos dos gotas de indicador, agitando con cuidado para homogeneizar el contenido.
Llenamos la bureta limpia y seca con la disolución problema de hidróxido sódico. A continuación se comienza la valoración utilizando la bureta para añadir el NaOH al erlenmeyer que contiene el HCl. Al principio puede operarse añadiendo pequeñas porciones de la disolución, pero luego, al acercarnos al punto de equivalencia, las adiciones deberán ser gota a gota y espaciadas, agitando el matraz con cuidado para que, a la vez que se mezclen bien ambas disoluciones, ninguna gota de la disolución problema (NaOH) pueda quedarse en las paredes del mismo.
El punto final se prevé cuando, al añadir una nueva gota de disolución problema, vemos que comienza a aparecer color rosa que le cuesta desaparecer al agitar. Añadiremos gota agota hasta que la disolución quede con un ligero color rosa persistente. Se lee entonces en la bureta el volumen de disolución de hidróxido sódico añadido.
Por último usando la formula calculamos la normalidad de la disolución problema.
Calcular calores de disolución y neutralización de ácidos y bases. Comprobar la ley de Hess.
FUNDAMENTO TEÓRICO:
Cuando se disuelven algunas sustancias en agua, se puede observar un aumento de la temperatura de ésta. Esto es debido a que en la disolución se desprende calor, lo que constituye un proceso exotérmico. Al calor desprendido en dicho se proceso se le denomina calor de disolución.
Si tenemos un ácido en disolución y añadimos una cierta cantidad de una base se produce una neutralización. Este proceso, de nuevo tiene lugar con una producción de calor. Al calor puesto en juego en dicho proceso se le denomina calor de neutralización.
Para determinar los calores mencionados anteriormente usaremos una ecuación conocida:
DQ = mC(t2 - t1)
Donde m es la masa de la disolución, C es la capacidad calorífica del agua y DT es el aumento de temperatura registrado con el termómetro.
El equivalente en agua de un calorímetro es la cantidad de agua que habría que sumar a la que ponemos dentro de calorímetro para compensar los efectos térmicos que sufre el propio recipiente.
MATERIAL Y REACTIVOS:
Calorímetro, vaso de precipitados de 200 ml, probeta de 100 ml, pipeta de 5 ml, termómetro.
Hidróxido sódico, ácido clorhídrico 1N.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:
Para realizar la práctica se puede utilizar un calorímetro, o también un vaso de precipitados que realice esta función. Evidentemente en el segundo caso los errores en la determinación del calor serán mayores, debido a la perdida de calor absorbido por el vaso de precipitado, que es mayor que en el calorímetro.
1. - Se colocan 100 ml de HCl 1M en un calorímetro y se anota la temperatura. Se añaden 4 g de NaOH sólido, se agita y se anota la temperatura más alta obtenida.
2. - Tomamos 4 g de hidróxido sódico y, también previa adición de 100 ml de agua destilada, los depositamos en el calorímetro. Anotamos igualmente el aumento de temperatura producido.
3. - Se deja enfriar la disolución anterior a temperatura ambiente. Medimos 100 ml de HCl con la probeta. Cuando estén a la misma temperatura, vertemos la disolución de hidróxido sódico en el calorímetro, y después la de ácido clorhídrico. Anotamos de nuevo el aumento de temperatura.
Para realizar los cálculos, tomaremos que la masa de la disolución
es 100 g (para los 100 ml de agua). La capacidad calorífica del
agua es 1 cal / g·°C.
OBJETIVO:
Conocer con claridad las operaciones de precipitación, filtración y lavado, básicas en los procesos químicos, y aplicar correctamente las técnicas utilizadas.
FUNDAMENTO TEÓRICO:
La precipitación es una operación eficaz y sencilla utilizada
en el laboratorio para obtener sustancias insolubles, o muy poco solubles.
Tiene lugar al mezclar dos disoluciones que contiene cada una, una especie
reaccionante de la reacción de precipitación. Si en el transcurso
de la reacción la concentración de los reaccionantes llega
a superar el producto de solubilidad correspondiente, se producirá
la precipitación.
Vamos a analizar el caso de una sustancia insoluble. Sean dos disoluciones
de carbonato sódico (Na2CO3) y de cloruro
cálcico (CaCl2), ambas sales están totalmente
disociadas. Al mezclarlas, los iones presentes Na+, CO32-,
Ca2+, y Cl- se pondrán en contacto, pudiendo dar lugar
a NaCl y CaCO3 . El carbonato cálcico es insoluble y
por tanto comenzará a precipitar casi instantáneamente al
ser muy pequeño su producto de solubilidad (Kps=4,8?10-9).
Na2CO3 = 2 Na+ + CO32- CaCl2 = Ca2+ + 2 Cl-
CO32- + Ca2+ = CaCO3
La siguiente operación después de obtenido el producto
es separar la fase sólida de la líquida. A esta operación
se le llama filtración.
A continuación se realiza el lavado. Esta operación se
realiza usando pequeñas cantidades del disolvente para evitar que
algo de líquido sobrenadante quede adherido al precipitado.
MATERIAL Y PRODUCTOS:
Mechero Bunsen con trípode y tela metálica; balanza; vasos de precipitados de 100 ml; embudo de vidrio; embudo Buchner; papel de filtro; varilla de vidrio, matraz quitasato de 250 ml; trompa de vacío.
Carbonato sódico; cloruro cálcico.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:
Se pesan unos 5 g de CaCl2 con la mayor rapidez posible.
Por ser una sustancia muy higroscópica absorbe agua del aire con
gran rapidez, dificultando su pesada. Se disuelve en la cantidad más
pequeña de agua que sea posible. Se realizan los cálculos
según la reacción [1] para conocer la cantidad de Na2CO3
necesaria, pesando ésta con ligero exceso. Disolviéndola
también en la menor cantidad de agua posible. Se calientan ligeramente,
por separado, las dos disoluciones hasta unos 50 °C y se vierte la
disolución de carbonato sódico sobre la de cloruro
cálcico, agitando primero la mezcla con una varilla y dejandola
después reposar hasta que esté fría.
A continuación se lleva a cabo la filtración. Ésta
se puede realizar de dos formas: a presión normal o a presión
reducida, es decir a vacío.
En el primer caso se utiliza un embudo de vidrio y un trozo de papel
de filtro. Una vez colocado el papel sobre el embudo se vierten sobre él
unos mililitros del disolvente empleado (en este caso agua destilada),
con objeto de que el papel se adhiera a las paredes del embudo. A continuación
se verterá la mezcla reaccionante.
En el caso de la filtración a vacío se utilizará
un embudo Buchner, de porcelana, con su papel de filtro correspondiente,
y como recipiente un matraz quitasato, especial para vacío, conectado
con una goma a la corriente de agua que produce el vacío.
Una vez montado el sistema se toma el vaso de precipitado que contiene
la mezcla fría, y ayudándose de una varilla, se comienza
a verter dicha mezcla sobre el embudo. La succión que produce la
trompa de vacío hará que el líquido pase con rapidez.
Para evitar pérdidas de precipitado, se lavará el vaso de
precipitado con agua destilada para arrastrar todo.
A continuación, se lavará el precipitado con pequeñas
porciones de disolvente sin dejar de succionar con la trompa de vacío.
El precipitado se recoge sobre una cápsula de porcelana y se
deja secar en la estufa.
1.- Colocar en un vaso de precipitados unos 5-6 gramos de aceite de oliva, a los que se añaden 6 gramos de sosa en escamas y 25-30 cc. de agua. Agitar bien y comenzar el calentamiento. Poco a poco se irá logrando la saponificación.
2.- Como el oleato de sodio es algo soluble en agua caliente, conviene añadir cloruro sódico para que, por efecto del ión común, se separen perfectamente el jabón (oleato sódico) y los otros productos (agua, cloruro de sodio y glicerina). La capa superior es el jabón .
3.- Debe decantarse sobre el molde y dejar solidificar por enfriamiento.
Posiblemente el jabón obtenido tenga color oscuro. En ese caso se procede a una nueva fusión con agua alcalinizada con NaOH y adición de NaCl.
1. Tomad 50 ml de vinagre con una pipeta y diluidlos en agua hasta un volumen de 500 ml. Agitad con el matraz tapado para homogeneizar la disolución.
2. Tomad 25 ml de la disolución anterior con una pipeta y depositadlos en un matraz erlenmeyer.
3. Añadid unos 50 ml de agua destilada. No es necesario medirlos porque no interviene en la reacción y sólo se usan para aumentar el volumen y para que la valoración sea más cómoda.
4. Añadid también 3 o 4 gotas de disolución alcohólica de fenolftaleína.
5. Llenad la bureta de disolución de NaOH (0,1 M), ciudando que no queden burbujas de aire.
6. Valorad la disolución problema de vinagre hasta que la fenolftaleína vire a rojo. Anotad entonces la cantidad añadida desde la bureta.
7. Efectuar los cálculos correspondientes para averiguar la concentración
en ácido del vinagre.
