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Guía de Introducción a la Química – Edición 2019

Universidad Nacional de La Plata Facultad de Ciencias Exactas Departamento de Química

Cátedra de Introducción a la Química Edición 2019 Índice Reglamento e instrucciones para las clases Bibliografía recomendada Guía de TP en Realidad Aumentada Estructura de la materia. Átomos y moléculas. Formulación y nomenclatura Cantidades químicas Estequiometría Soluciones Trabajo práctico: uso de material de laboratorio Reacciones de óxido-reducción. Introducción teórica Trabajo práctico: reacciones de óxido-reducción Trabajo práctico: comportamiento de los gases Comportamiento de los gases: Problemas Trabajo práctico: densidad de gases Trabajo práctico: determinación de pesos moleculares por el método de V. Meyer Determinación de pesos moleculares por el método de V. Meyer: Problemas Teoría cinética de los gases Termodinámica y termoquímica Trabajo práctico: calor de neutralización Estructura de la materia 1. Estructura atómica Estructura de la materia 2. Tabla periódica y configuración electrónica Estructura de la materia 3. Unión química y geometría de las moléculas Constantes Físicas Tabla periódica

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REGLAMENTO E INSTRUCCIONES PARA LAS CLASES ▪ ▪ ▪

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Las clases son obligatorias. Se permite un máximo de 20 % de inasistencias justificadas. El total de inasistencias no debe superar el 10 % de los trabajos de laboratorio (1 por cuatrimestre). La tolerancia para la entrada es de 5 minutos luego del comienzo del turno. Excepto cuando se hagan las pausas o recreos programados para la clase, los alumnos deben estar en el laboratorio. Durante los trabajos de laboratorio es absolutamente imprescindible contar con guardapolvos de manga larga (no chaqueta), el que deberá estar prendido durante la realización del trabajo, y con gafas de seguridad que regularmente provee la Facultad y que deberán mantenerse colocadas correctamente durante el laboratorio. La ausencia de estos elementos implicará la no realización del TP y la necesidad de recuperarlo en otra instancia. Por razones de seguridad, los alumnos deberán abstenerse de utilizar ojotas o sandalias abiertas y shorts durante los trabajos de laboratorio. Por el mismo motivo, se recomienda que el cabello largo se lleve recogido. Durante la realización de trabajos de laboratorio, todos los efectos personales (abrigos, mochilas, etc.) deberán ubicarse en las mesadas laterales del laboratorio pero no en las mesadas de trabajo. Debido a que las clases se desarrollan en un laboratorio, no está permitido bajo ningún concepto ingerir alimentos durante las clases. La ingestión de bebidas podrá hacerse, si el docente lo permitiese, excepto durante los trabajos de laboratorio. Durante la realización de los trabajos de laboratorio, los alumnos deberán seguir las instrucciones de la guía de TP y de los docentes, deberán abstenerse de realizar mezclas no autorizadas de compuestos y se desplazarán, en caso necesario, con sumo cuidado dentro del laboratorio. Instrucciones más precisas serán indicadas por los docentes durante las clases correspondientes.

BIBLIOGRAFÍA ▪ ▪ ▪ ▪ ▪ ▪ ▪ ▪ ▪ ▪ ▪

Química. Raymond Chang. Química General. Ralph H. Petrucci y William S. Harwood. Química: la ciencia central. Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay y Bruce E. Bursten. Química General. Kennet W. Whitten, Kennet D. Gailey, Raymond E. Davies. Introducción a la Química. Varios autores, coordinador Héctor P. Tedesco. Principios de Química. Peter Atkins, Loretta Jones. Fundamentos de Química. Steven S. Zumdahl. Principios básicos de Química. Jorge Martínez y Edgardo Donati. Chemistry: molecules, matter and change. Peter Atkins, Loretta Jones. Chemistry. Martin S. Silberberg. Elementos de Fisicoquímica. Glasstone S.

Guía de Trabajos Prácticos en Realidad Aumentada (Realizada por Federico Galizia)

Imágenes de equipos de laboratorio tridimensionales. Las imágenes con el logo son marcadores que sirven para ver los equipos de laboratorio en realidad aumentada usando la aplicación para teléfonos o tablets con SO ANDROID: “Guía de TP - Intr. a la Qca.” Puede ser descargada de: https://play.google.com/store/apps/details?id=com.Fede_Galizia.GTP

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también en: https://www.amazon.com/Fede_Galizia-Guide-for-laboratorywork/dp/B07GJW32SH/ref=sr_1_1?s=mobile-apps&ie=UTF8&qid=1535721668&sr=11&keywords=laboratory+guide

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Estructura de la Materia Átomos y Moléculas. Formulación y Nomenclatura Temario: Teoría atómica de Dalton. Noción de átomo. Descubrimiento de la estructura atómica. Rayos

catódicos y electrones. Experiencias de Thomson y Millikan. Nociones de radioactividad. Experiencia de Rutherford y modelo sencillo del átomo. Número atómico y másico. Noción de elementos. Isótopos. Introducción a tabla periódica. Moléculas y fórmula molecular. Iones y carga iónica. Introducción a número de oxidación. Formulación y nomenclatura: óxidos, hidruros covalentes, hidruros metálicos, peróxidos, hidrácidos, hidróxidos, oxácidos, sales neutras y sales hidrogenadas. 1. Indique los postulados de la teoría atómica de Dalton. 2. Describa los conceptos que introdujo Avogadro 3. a) Describa el experimento de Thomson con los tubos de descarga eléctrica. Explique qué sucede si el experimento se realiza en presencia de un campo eléctrico. b)Describa el experimento de Millikan con las gotas de aceite. 4. a)Defina el concepto de radiactividad. b) Explique cuál fue el experimento que permitió establecer la existencia del núcleo atómico. c) Establezca cuál fue el modelo de átomo después de esos experimentos. 5. Discuta las nociones de átomos, moléculas y iones. 6. Distinga los diferentes tipos de elementos (metálicos y no metálicos) y su ubicación en la tabla periódica. 7. Describa el número de partículas elementales que tendrá cada especie con las características indicadas. Representarlas adecuadamente buscando su símbolo en la tabla periódica: a) Z=15, A=31, sin carga b) Z=11, A=23, +1 c) Z=17, A=35, -1 d) Z=20, A=40, +2 e) Z=51, A=119, sin carga f) Z=1; A=3, sin carga 8. Discuta el concepto de isótopos. Dé ejemplos. 9. Discuta el significado de número de oxidación. Indique las reglas generales para asignar número de oxidación. 10. Construya las fórmulas generales de óxidos para elementos con estados de oxidación entre +1 y +8. ¿Cómo podrían nombrarse? 11. Construya las fórmulas generales de hidruros metálicos para metales con estados de oxidación entre +1 y +3. ¿Cómo podrían nombrarse? 12. Indique las fórmulas de los peróxidos de bario y de hidrógeno. ¿Cómo podrían nombrarse? 13. Indique las fórmulas de los hidrácidos de los cuatro primeros elementos del grupo VIIA y del azufre. Nombrarlos adecuadamente. 14. a) Escriba las fórmulas de: óxido de cloro (V), hidruro de calcio, dióxido de manganeso, heptóxido de dicloro, óxido de cobalto (III). b) Nombre los siguientes compuestos: Br2O, KH, H2S, Mn2O7, BaO2,BaO, Ni2O3 15. Indique una manera general de construir la fórmula de los hidróxidos y de los oxácidos. En este último caso analice las excepciones de boro, fósforo y arsénico. 16. a) Escriba las fórmulas de los oxácidos de N (+3 y +5) y Cl (+1, +3, +5 y +7) y nómbrelos. Escriba los hidróxidos de Mn (+2), Al (+3) y Cs (+1). b) Nombre los siguientes compuestos: HIO3, H2SO3, H3PO3, HClO, LiOH y H2CO3. 17. Nombre los siguientes iones: Cl-, Fe+3, Cu+2, NH4+, ClO-, CN-, CrO4-2, S-2, SO4-2, NO2-, Al+3, HS-, K+, HPO4-2, HCO3-, H2PO4-. 18. Construya las fórmulas generales de las sales haciendo todas las combinaciones posibles entre los iones del ejercicio anterior. Nombrar cada sal. 19. Poniendo símbolos generales como X para no metales, M para metales y dejando sólo los símbolos particulares para oxígeno (O) e hidrógeno (H), escriba las fórmulas generales para óxidos, oxácidos, hidróxidos, sales neutras y sales hidrogenadas.

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Preguntas y problemas complementarios 1. Construya todos los compuestos posibles por combinación entre los siguientes iones: I-, Fe+2, O-2, H+, ClO4-, CO3-2, Cr2O7-2, Na+, SO3-2, NO3-, Au+3, HSO4-, Ba+2, PO4-3, HAsO3-2, Mn+2. Nombre cada compuesto formado. 2. Nombre los siguientes compuestos: Na2O2, PbO2, FeH2, FeAsO4, As2O5, P2O3, Ca(NO3)2, HIO3, Fe(ClO4)3, Sn(OH)2 3. Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos: pentóxido de dibromo, óxido de manganeso (IV), trióxido de azufre, hidruro de potasio, peróxido de sodio, hidróxido de cromo (III), sulfuro de cromo (III), trióxido de cromo; cromato de potasio, hidrógeno sulfito de potasio 4. Escriba las fórmulas de cinco sales oxigenadas que contengan hierro (II) y nómbrelas. 5. Escriba las fórmulas de cinco sales no oxigenadas que contengan sodio y nómbrelas. 6. Escriba las fórmulas de los oxoácidos de bromo suponiendo que los forma con los estados de oxidación +1, +3, +5 y +7. Nómbrelos. 7. Escriba y nombre las fórmulas de tres sales hidrogenadas de arsénico utilizando calcio.

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Cantidades Químicas Temario: Sistemas materiales: homogéneos y heterogéneos. Mezclas y sustancias puras. Propiedades

extensivas e intensivas. Dalton y la escala de masas (pesos) atómicos. Postulados de Avogadro. Masas atómicas y moleculares relativas y absolutas. Unidad de masa atómica. Concepto de mol y número de Avogadro. Masas molares (átomo-gramo y molécula-gramo). Sustancias puras y composición centesimal. Fórmula mínima y molecular. Relaciones entre número de partículas y masas. 1. Discuta las diferencias entre sistemas homogéneos y heterogéneos. ¿Qué son las propiedades extensivas e intensivas? Distinga mezclas de sustancias puras. Indique algunas de las propiedades que caracterizan a las sustancias puras. 2. ¿Qué concepto introdujo Avogadro? ¿Cuáles son sus postulados más importantes? 3. Discuta los conceptos de unidad de masa atómica, mol, masas atómicas y moleculares relativas y absolutas, masas molares. 4. ¿Cuál es la masa en umas y en gramos de un solo átomo de los siguientes elementos? a) Hg, b) Ne, c) As, d) Ni. 5. ¿Cuántos átomos hay en 5,10 moles de azufre (S)? 6. ¿Cuántos moles de átomos de calcio (Ca) hay en 77,4 g de Ca? 7. ¿Cuántos gramos de oro (Au) hay en 15,3 moles de átomos de Au? 8. ¿Cuál es la masa en gramos de 1,00 x 1012 átomos de plomo (Pb)? 9. ¿Cuántos átomos contiene una masa de 3,14 g de cobre (Cu)? 10. ¿Cuál de las siguientes cantidades contiene más átomos: 1,10 g de hidrógeno, o14,7 g de cromo? 11. ¿Cuál de las siguientes cantidades de sustancia tiene mayor masa: 2 átomos de plomo o 5,1 x 10-23 moles de helio? 12. La masa atómica relativa del Cr es 52. Indique cuál es la masa en umas y en gramos de un átomo, de un mol de átomos, de 1,5x1022 átomos y de 0,166 moles de átomos. 13. Calcule la masa molecular (en umas) de cada una de las siguientes sustancias: a)CH4, b)NO2, c) SO3, d) C6H6, e) NaI, f) K2SO4, g) Ca3(PO4)2 14. Calcule la masa molar de cada una de las siguientes sustancias: a)Li2CO3, b)CS2, c) CHCl3 (cloroformo), C6H8O6 (ácido ascórbico o vitamina C), e) KNO3, f) Mg3N2 15. ¿Cuál es la masa molecular relativa del (NH4)2SO4? Indique cuál es la masa en umas y en gramos de una molécula, de un mol de moléculas, de 1,5x1022 moléculas y de 0,166 moles de moléculas. 16. Calcule la masa molar de un compuesto si 0,372 moles tienen una masa de 152 g. 17. ¿Cuántas moléculas de etano (C2H6) están presentes en 0,334 g de C2H6? 18. Calcule el número de átomos de C, H y O en 1,50 g del azúcar glucosa (C6H12O6) 19. En cada caso, Indique la masa en gramos que contendrá 1,2x1021 átomos de oxígeno: a) H3PO4, b) CaCO3, c) O2, d) H2O 20. En cada caso, Indique el número de moléculas que contienen 0,16 g de hidrógeno: a) H2CO3, b) H2, c) Al(OH)3, d) H2O 21. Calcule cuántos átomos de hidrógeno, cuántos gramos de oxígeno y cuántos moles de átomos del metal están contenidos en: a)0,15 g de Al(OH)3, b) 2,5x1022 moléculas de CaHPO4, c) 0,77 moles de K3PO4. 22. La urea [(NH2)2CO] se utiliza, entre otras cosas, como fertilizante. Calcule el número de átomos de N, C, O e H en 1,68 x 104 g de urea. 23. La densidad del agua es 1,00 g/mL a 4°C. ¿Cuántas moléculas de agua están presentes en 2,56 mL de agua a dicha temperatura? Composición porcentual, fórmula empírica y molecular 24. ¿Cuál es el significado de la palabra “empírica” en el término “fórmula empírica”? Si se conoce la fórmula empírica de un compuesto, ¿qué otra información adicional se necesita para determinar su fórmula molecular? 25. Calcule la composición centesimal de las siguientes sustancias: H2O, H2O2, CaCO3, Na3PO4.

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26. El estaño (Sn) existe en la corteza terrestre como SnO2. Calcule la composición porcentual en masa de Sn y de O en SnO2 27. Calcule la fórmula mínima de un compuesto que tiene un 85 % de mercurio y el resto de cloro. Si una molécula pesa 7,8x10-22 g, obtener la fórmula molecular. 28. El alcohol cinámico se utiliza principalmente en perfumería, en especial en jabones y cosméticos. Su fórmula molecular es C9H10O. a) Calcule la composición porcentual en masa de C, H y O del alcohol cinámico. b) ¿Cuántas moléculas de alcohol cinámico están presentes en una muestra de 0,469 g? 29. Todas las sustancias listadas a continuación se utilizan como fertilizantes que contribuyen a la nitrogenación del suelo. ¿Cuál de ellas contiene mayor cantidad de nitrógeno por unidad de masa? 30. a) urea: (NH2)2CO, b) nitrato de amonio: NH4NO3, c) guanidina: HNC(NH2)2, d) amoniaco: NH3. 31. La alicina es el compuesto responsable del olor característico del ajo. Un análisis de dicho compuesto muestra la siguiente composición porcentual en masa: C: 44,37%; H: 6,21%; S: 39,50%; O: 9,92%. Calcule su fórmula empírica. ¿Cuál es su fórmula molecular si su masa molar es 162 g, aproximadamente? 32. ¿Cuál es la fórmula empírica de cada uno de los compuestos que tienen la siguiente composición? a) 2,1% de H, 65,3% de O y 32,6% de S b) 20,2% de Al y 79,8% de Cl, c) 40,1% de C, 6,6% de H y 53,3 % de O d) 18,4 % de C, 21,5% de N y 60,1 % de K. 33. La masa molar de la cafeína es 194,19 g. ¿Cuál es la fórmula molecular de la cafeína, C 4H5N2O o C8H10N4O2? 34. El glutamato monosódico (MSG) es un saborizante de alimentos que tiene la siguiente composición porcentual en masa: 35,51% de C, 4,77% de H, 37,85% de O, 8,29% de N y 13,60% de Na. Si su masa molar es 169 g, ¿cuál es su fórmula molecular? 35. Durante la actividad física, en los tejidos musculares se forma ácido láctico, que es el responsable de los dolores en éstos. Sabiendo que la masa molar del ácido láctico es 90,08 g y que contiene 40,0% en masa de C, 6,71% en masa de H y 53,5% en masa de O, determine su fórmula molecular. Preguntas y problemas complementarios 1. Calcule la masa en gramos y en umas correspondiente a: a) 0,045 moles de moléculas de KClO4 b) 3,6x1024 moléculas de HNO3 c) 0,66 moléculas-gramo de PbO2 2. Calcule el número de moléculas necesarias para contener 1,2 g del metal en cada caso: Na2O2, PbO2, FeH2, FeAsO4 3. Calcule la masa en umas necesaria para contener 0,088 moles de átomos de fósforo en cada caso: P2O3, K3PO4, PH3, Ca3(PO4)2 4. Calcule los gramos y átomos de oxígeno contenidos en: a) 1,4 g de Na2O2, b) 0,155 moles de PbO2, c) 2,5x1022umas de FeAsO4, d) 6,1x1023 moléculas de As2O5, e) 1,28 moles de P2O3, f) 0,79 g de Ca(NO3)2, g) 25 moléculas de HIO3 5. Calcule la composición centesimal de: Na2O2, PbO2, FeH2, FeAsO4, As2O5, P2O3, Ca(NO3)2, HIO3, Fe(ClO4)3, Sn(OH)2 6. Un compuesto contiene 54,5 % de C, 36,4 % de O y el resto de hidrógeno. Si una molécula contiene 1,3x10-23g de hidrógeno, obtenga su fórmula molecular. 7. Un óxido de fósforo contiene 56 % de oxígeno. Calcule su fórmula molecular sabiendo que en 2,5x1022 moléculas hay 1x1023 átomos de fósforo.

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Estequiometría Temario: Nomenclatura. Balanceo de ecuaciones. Análisis macro y microscópico de una ecuación química equilibrada. Conservación de la masa. Exceso y defecto. Pureza y rendimiento.

Estequiometría de reacciones 1. Balancee las siguientes ecuaciones: a) C + O2→ CO b) CO + O2→ CO2 c) H2 + Br2→ HBr d) K + H2O → KOH + H2 e) Mg + O2→ MgO f) O3→ O2 g) H2O2→ H2O + O2 h) N2 + H2→ NH3 i) Zn + AgCl → ZnCl2 + Ag j) S8 + O2→ SO2 k) NaOH + H2 SO4→ Na2 SO4 + H2 O l) Cl2 + NaI → NaCl + I2 m) KOH + H3PO4→ K3PO4 + H2 O n) CH4 + Br2→ CBr4 + HBr o) NaHCO3→ Na2CO3 + H2O + CO2 p) P4O10 + H2 O → H3PO4 q) HCl + CaCO3→ CaCl2 + H2O + CO2 r) Al + H2SO4→ Al2(SO4)3 + H2 s) CO2 + KOH → K2CO3 + H2 O t) CH4 + O2→ CO2 + H2O u) Be2C + H2O → Be(OH)2 + CH4 2. ¿Cuántos gramos de azufre (S) son necesarios para que reaccionen completamente con 246 g de mercurio (Hg) para formar HgS? 3. Calcule la masa en gramos de yodo (I2) que reaccionará completamente con 20,4 g de aluminio (Al) para formar yoduro de aluminio (AlI3). 4. Considere la combustión del monóxido de carbono (CO) en oxígeno gaseoso: 2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2(g). Si la reacción se inicia con 3,60 moles de CO, Calcule el número de moles de CO2 que se producen. Suponga que hay suficiente oxígeno para reaccionar con todo el CO. 5. El tetracloruro de silicio (SiCl4) puede prepararse por calentamiento de silicio en cloro gaseoso: Si(s) + 2 Cl2(g)→ SiCl4(l). En una reacción se producen 0,507 moles de SiCl4. ¿Cuántos moles de moléculas de cloro se utilizaron en la reacción? 6. Cuando se calienta el polvo para hornear (bicarbonato de sodio o hidrógeno carbonato de sodio, NaHCO3) se libera dióxido de carbono gaseoso, que es el responsable de que se esponje la masa. a) Escriba una ecuación balanceada para la descomposición de dicho compuesto (uno de los productos es Na2CO3). b) Calcule la masa de NaHCO3 que se requiere para producir 20,5 g de CO2. 7. Cuando el cianuro de potasio (KCN) reacciona con ácidos se desprende un gas venenoso, mortal, el cianuro de hidrógeno (HCN):KCN(aq) + HCl(aq) → KCl(aq) + HCN(g). Calcule la cantidad en gramos de HCN que se formará si una muestra de 0,140 g de KCN se trata con un exceso de HCl. 8. La fermentación de los azúcares es un proceso bioquímico complejo que produce, en ciertas condiciones, alcoholes. Por ejemplo, la glucosa se convierte por fermentación en etanol y dióxido de carbono: C6H12O6 (glucosa)→ 2 C2H5OH (etanol) + 2 CO2. Si se fermentan 500,4 g de glucosa, ¿cuál es la cantidad de etanol, en gramos y en litros, que se obtendrá? (Densidad del etanol = 0,789 g/mL). 9. En el compuesto cristalino de color azul denominado sulfato de cobre(II) pentahidratado (CuSO4.5H2O), cada unidad de sulfato de cobre(II) está asociada con cinco moléculas de agua. Cuando este compuesto se calienta a suficiente temperatura pierde todas las moléculas de agua y cambia su color a blanco. La reacción es: CuSO4.5H2O → CuSO4 + 5 H2O. Si se calientan 15,01 g

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del compuesto azul hasta transformarlo totalmente en el compuesto blanco, ¿cuál será la masa del compuesto blanco obtenido? La recuperación del oro, es decir, la separación del oro de otros materiales, usualmente implica el uso de cianuro de potasio: 4 Au(s) + 8 KCN(aq) + O2 + 2 H2O → 4 KAu(CN)2(aq) + 4 KOH(aq) (note que por esta reacción el oro sólido se transforma en una sustancia soluble en agua). ¿Cuál es la mínima cantidad de KCN, en moles, que se necesita para extraer 29 g (alrededor de una onza) de oro? La piedra caliza (CaCO3) se descompone, por calentamiento, en cal viva (CaO) y dióxido de carbono. Calcule cuántos gramos de cal viva se pueden producir a partir de 1 kg de piedra caliza. El óxido nitroso (N2O) también se denomina “gas hilarante”. Se puede preparar por la descomposición térmica de nitrato de amonio (NH4NO3). El otro producto es agua. a) Escriba una ecuación balanceada para esta reacción. b) ¿Cuántos gramos de N2O se formarán si se utilizan 0,46 moles de NH4NO3 para la reacción? El fertilizante sulfato de amonio [(NH4)2SO4] se prepara mediante la reacción entre amoniaco (NH3) y ácido sulfúrico: 2 NH3(g) + H2SO4(aq) → (NH4)2SO4(aq) ¿Cuántos kg de NH3 se necesitan para producir 1,00 x 105 kg de (NH4)2SO4? Un método común para la preparación de oxígeno gaseoso en el laboratorio utiliza la descomposición térmica de clorato de potasio (KClO3).Calcule el número de gramos de O2 gaseoso que se obtendrá a partir de 46,0 g de KClO3, considerando que la descomposición es completa y que los productos son KCl y O2.

Concepto de reactivo limitante: exceso y defecto 15. Dada la reacción entre Na2CrO4 y Pb(NO3)2 para dar PbCrO4 y NaNO3 . Calcule: a) los gramos de PbCrO4 que se obtienen cuando un mol de Na2CrO4 reacciona totalmente con Pb(NO3)2 en exceso; b) los gramos de PbCrO4 que se obtienen cuando un mol de Pb(NO3)2 reacciona totalmente con Na2CrO4 en exceso; c) los gramos de PbCrO4 que se obtendrán si se hace la reacción mezclando un mol de Na2CrO4 con un mol de Pb(NO3)2; d) los gramos de PbCrO4 que se obtendrán si se hace la reacción mezclando un mol de Na2CrO4 con dos moles de Pb(NO3)2; e) los gramos de PbCrO4 que se obtendrán si se hace la reacción mezclando dos moles de Na2CrO4 con un mol de Pb(NO3)2. 16. Dada la reacción entre Fe(OH)3 y H2SO4 para dar Fe2(SO4)3 y H2O, a) nombre reactivos y productos. b) Calcule la masa de Fe(OH)3 (en gramos) que reaccionan completamente con 12,5 g de H2SO4 c) Calcule el número de moléculas de Fe2(SO4)3 que se obtienen cuando reacciona la misma cantidad de H2SO4 dada en el inciso b). d) Calcule los gramos y moles de cada reactivo que deberán reaccionar para obtener 2,5x1020 moléculas de la sal. e) Calcule los moles y moléculas de cada producto que se obtienen por reacción de 8 moles de Fe(OH)3. 17. Para la reacción entre sulfuro de hierro (III) y oxígeno para dar óxido de hierro (III) y dióxido de azufre, calcule: a) la masa de dióxido de azufre que se formará al mezclar 0,35 g de oxígeno con 0,007 moles de sulfuro de hierro (III); b) el número de moléculas de reactivo en exceso que queda sin reaccionar; c) ¿cuántos gramos del reactivo en defecto deberán agregarse para que reaccione totalmente el reactivo en exceso? 18. En un recipiente se introducen 74 gramos de H2SO4(aq) y 1,64 moles de Zn(s); los productos formados son H2(g) y ZnSO4(aq). a) Indique cuál es el reactivo en exceso y cuántos gramos del mismo quedan sin reaccionar; b) Calcule el número de moléculas de la sal que se forman; c) Calcule la masa de reactivo en defecto que debe agregarse para que reaccione completamente el reactivo que estaba en exceso; d) Calcule el aumento de masa de sal al reaccionar las cantidades del inciso c). 19. Se hacen mezclar 3,4 g de amoníaco con 30 L de oxígeno en CNTP para producir NO y H2O. a) ¿cuántos moles de NO se obtienen? b) ¿cuántos gramos del reactivo en defecto se necesita agregar para que reaccione totalmente todo el reactivo en exceso?Dato: en CNTP (Condiciones Normales de Temperatura y Presión) 1 mol de gas ocupa un volumen de 22,4 L 20. El cloro(Cl2) reacciona con hidróxido de sodio para dar cloruro de sodio, hipoclorito de sodio y agua. Se mezclan 7,52 g de cloro y 3,8 x 1021 moléculas de hidróxido. Calcule: a) la masa de cada sal que se forma en la reacción; b) el número de moléculas del reactivo que no reaccionaron; c) el número de moles de reactivo en defecto que debe agregarse para que reaccione completamente el otro reactivo;

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d) el aumento de masa de cada producto que se producirá si se agregan y reaccionan los moles calculados en el inciso c). Pureza y rendimiento 21. Para la reacción entre MnO2 y HCl para dar Cl2(g), MnCl2 y H2O, Calcule: a) la masa de ácido necesaria para reaccionar con 1,45 g de un mineral que contiene principalmente MnO2 (pirolusita), cuya pureza en MnO2 es de 85%; b) los gramos de cloro que se obtendrán en el caso anterior. 22. El KClO3 se descompone por calentamiento en KCl y O2. Al calentar 61 g de una muestra impura de KClO3 y recoger todo el oxígeno formado, se obtuvieron sólo 10 L de oxígeno en CNTP. a) Calcule la pureza de la muestra. b)¿Cuántos moles y moléculas de KCl se habrán obtenido? 23. ¿Cuántos gramos de una muestra de carbonato de calcio de 80% de pureza son necesarios para producir 386 mL de CO2 en CNTP a partir de la siguiente reacción: CaCO3(s)→CO2(g)+ CaO(s)? 24. 12 g de hidróxido de calcio se hacen reaccionar con 12 g de HCl. ¿Cuántos gramos y moléculas de la sal se obtendrán si el rendimiento de la reacción es del 100%? ¿Y si el mismo fuera del 70%? 25. Se mezclan 8 g de una muestra 70% de pureza de NH4Cl con 1,2 g de una muestra del 95% en Ca(OH)2 para dar cloruro de calcio, amoníaco y agua. Calcule: a) los moles y gramos de NH3 a obtener con un rendimiento del 100%; b) los moles y gramos de NH3 a obtener si el rendimiento es del 87%. 26. El hierro reacciona con H2SO4(aq) para dar H2 y FeSO4. Si cuando se hacen reaccionar 100 g de Fe con un exceso de ácido, se obtienen 200 g de la sal, ¿cuál es el rendimiento de la reacción? 27. Para obtener SO3 se hacen reaccionar 18 g de azufre 90% de pureza con 0,25 moles de oxígeno. Al terminar la reacción se obtienen 7 g de producto. Calcule el rendimiento de la reacción. 28. El cloro se obtiene en el laboratorio a partir de la reacción del HCl con el MnO 2. Los productos son: Cl2, MnCl2 y H2O. Si el rendimiento de la reacción es del 85% y se obtienen 6,023 x 1022 moléculas de cloro: a) Calcule cuántos gramos de una muestra de MnO2 65% de pureza se han empleado en la reacción; b) si reaccionaron 20 g de una muestra de HCl, determinar la pureza del mismo. 29. En la reacción entre 10 g de muestra de Fe2O3 y suficiente cantidad de carbón se obtienen 2,5 g de hierro, mientras que el carbón forma CO2. Calcule la pureza de la muestra, a) si el rendimiento fue del 100%; b) si el rendimiento fue del 95%. c) Calcule la masa de carbón del 55% de pureza necesario para producir los 2,5 g de hierro con un 100% de rendimiento.

Equivalente Químico 30. Calcule el número de equivalentes presentes en: a) 3 moles de HCl (como ácido) b) 140 g de carbonato de aluminio (como sal) c) 50 g de sulfato de cobre pentahidratado (como sal) d) 0,12 moles de ácido sulfúrico (para dar hidrógeno sulfato de sodio) e) 0,12 moles de ácido sulfúrico (para dar sulfato de sodio) f) 0,12 moles de ácido sulfúrico (para dar hidrógeno sulfato de aluminio) 31. Calcule los moles de ácido fosfórico necesarios para obtener la cantidad indicada de las siguientes sales. Calcule además el número de equivalentes de ácido fosfórico necesarios para cada reacción. a) 20 g de dihidrógeno fosfato de calcio. b) 1,2x1022 moléculas de monohidrógeno fosfato de calcio. c) 0,45 equivalentes de fosfato de aluminio. d) 0,45 equivalentes de monohidrógeno fosfato de aluminio. e) 0,45 equivalentes de dihidrógeno fosfato de aluminio. f) 0,78 moles de fosfato férrico. 32. Calcule la masa en gramos y en umas correspondientes a 2,5 equivalentes de: a) ácido nítrico que se combina con hidróxido. b) hidróxido de bario, que pierde ambos OH-. c) nitrato de hierro (II) (como sal). d) ácido carbónico que se neutraliza totalmente(utiliza los dos protones)

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e) monohidrógeno fosfato de cromo (III) actuando como ácido y como sal. Indique posibles productos en todos los casos. 33. 3 g de H2SO4 y 2,7 g de una muestra de Cr(OH)3 del 85% de pureza se mezclan para formar la sal neutra. Calcule: a) los equivalentes de cada reactivo que habrán reaccionado; b) la cantidad de moléculas del reactivo en exceso que no reaccionaron; c) los gramos, moléculas, equivalentes y moles de sal que se formaron. 34. Se mezclan 4,2 equivalentes de Al(OH)3 con 0,95 g de ácido carbónico para dar la sal neutra (carbonato de aluminio). Calcule: a) el número de equivalentes de cada reactivo que reaccionarán; b) el número de equivalentes de cada producto que se formarán; c) la masa en gramos de reactivo en defecto que se deben agregar para que el otro reactivo reaccione completamente. 35. Repita todos los cálculos para el caso en que se forma la sal hidrogenada (carbonato ácido de aluminio, o hidrógeno carbonato de aluminio).

NOTA:

Las letras “g”, “l” o “s” entre paréntesis luego de la fórmula química de una sustancia indican el estado de agregación gaseoso, líquido o sólido, respectivamente. El símbolo “aq” significa: “en solución acuosa”. Problemas adicionales de estequiometría 1. Calcule los gramos, moléculas y moles de amoníaco que podrían formarse por la mezcla de 10 g de nitrógeno y 10 g de hidrógeno. 2. Se mezclan 8 g de ácido sulfúrico con 2,7 g de hidróxido de cromo (III). a) Calcule los moles de cada reactivo que habrán reaccionado cuando se forma la sal neutra. b) ¿Cuántas moléculas del reactivo que se encuentra en exceso no reaccionaron? c) ¿Cuántas moléculas, gramos y moles de la sal se formaron? d) Realice los mismos cálculos para el caso en que el producto de reacción sea la sal hidrogenada. 3. Cuando al sulfato de cobre(II) (aq) se le agrega cinc sólido, se forma cobre metálico y sulfato de cinc(II) (aq). Calcule la masa y el número de moles de átomos de cobre que podrán obtenerse en cada uno de los siguientes casos: a) se mezclan 0,44 moles de sulfato de cobre(II) (aq) y 1,2 g de cinc. b) Se mezclan 4 g de cada reactivo. c) Se mezclan 0,88 moles de sulfato de cobre(II) (aq) y 1,4 moles de átomos de cinc. 4. 10 g de hidróxido de sodio se mezclan con 10 g de ácido clorhídrico. ¿Cuántos gramos y moléculas de la sal se obtienen? ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio y de ácido clorhídrico reaccionaron? Cuántas moléculas de cloruro de sodio se obtuvieron? 5. El carbonato de calcio reacciona con el HCl para dar dióxido de carbono, cloruro de calcio y agua. a) Calcule la masa de dióxido de carbono que obtendrá si se mezclan4,3 g de carbonato de calcio con 6,7x1022 moléculas de ácido. b) ¿Cuántas moléculas del reactivo en exceso quedarán sin reaccionar cuando se mezclan 100 g de cada reactivo? 6. ¿Cuántos g de una muestra de KClO3 del 75% de pureza deberán descomponerse térmicamente para obtener 2 g de KCl? Teniendo en cuenta que el O2 es un gas y no permanece en el sistema, determinar en cuánto habrá cambiado la masa del sistema luego de la reacción. 7. Se mezclan 3 g de H2SO4 del 90% de pureza con 2,7 g de Cr(OH)3 del 85% de pureza. a) Calcule los moles de cada reactivo que habrán reaccionado cuando se forma la sal neutra. b) ¿Cuántas moléculas de qué reactivo no reaccionarán? c) ¿Cuántos gramos, moléculas y moles de la sal se forman? 8. Se coloca una muestra de 75% de pureza de Zn en contacto con cantidad suficiente de ácido y se obtienen 3,5 L de H2 medidos en CNTP. Si el rendimiento de la reacción fue del 90%, ¿cuánto pesó la muestra de Zn utilizada para la reacción? 9. El Zn y el Al reaccionan con el HCl dando ZnCl2 y AlCl3. Si 1 g de una mezcla que sólo contiene Al y Zn al reaccionar con el ácido liberan 0,04 moles de H2. ¿Cuál es el porcentaje de ambos metales en la muestra original?

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Soluciones Temario: Definición de solución. Soluto y solvente. Unidades físicas de concentración: %p/p, %p/v,

g/L. Unidades químicas de concentración: molaridad (M), Normalidad (N), molalidad (m) y fracción molar (x). Mezcla de soluciones y dilución. Estequiometría de soluciones. 1. Una solución acuosa contiene 8,2 % p/p de azúcar y tiene una densidad de 1,03 g/mL ¿Cuántos gramos de azúcar hay en 400 mL de solución? 2. ¿Cuál es el % p/v de una solución de densidad 1,05 g/mL que contiene 10 g de cierta sal disuelta en 200 g de agua? 3. ¿Cuál es la molaridad de una solución que contiene 250 g de CaCl2 en 1500 mL de solución? 4. Calcule la densidad de una solución que fue preparada disolviendo 0,25 moles de K 3PO4 en 400 g de agua. El volumen final de la solución es de 424 mL. 5. Un químico le entrega una solución preparada disolviendo una masa conocida de la sustancia pura A en agua destilada y llevando a volumen en un recipiente volumétrico ¿Qué datos necesita para calcular la concentración en las siguientes unidades: a) %p/p, b) %p/v, c) m, d) M, e) x, f) N? g) Si luego de preparada la solución descubre que, por error, se ha usado la sustancia pura B en lugar de la A para preparar la solución, ¿qué unidades de concentración debe recalcular? Si la sustancia del problema 1 no era pura, ¿debe recalcular las concentraciones? ¿qué otro dato debe conocer para ello? 6. Las soluciones concentradas de HNO3 tienen un 63 %p/p de pureza y una densidad de 1,41 g/mL. a) Calcule los moles de ácido en un frasco que contiene 1,000 kg de solución. b) ¿Cuál es la concentración molar de dicha solución concentrada? c) Si se toman 45 mL de la solución concentrada, ¿cuántos moles de soluto hay en ese volumen? ¿Cuál es su concentración molar? ¿Cuál es la concentración molar de la solución que queda en el frasco? 7. ¿Cuál es la molaridad de una solución de NH4OH 28 % p/p y densidad 0,90 g/mL? 8. Se prepara una solución disolviendo 300 g de Mg(ClO3)2 en 1500 g de agua. Si la densidad de la misma es de 1,25 g/mL, Calcule la concentración expresada en %p/p, %p/v, M, m y χ. 9. Una solución de NaCl tiene dos rótulos: 2,5 %p/v y 2,3 %p/p ¿Cuál es su densidad? Calcule la fracción molar de la solución. 10. Se prepara una solución de K2Cr2O7 1,0 %p/v partiendo de una droga que tiene una riqueza en K2Cr2O7 del 90 %p/p. a) Calcule los moles de soluto y gramos de impurezas presentes en 2 litros de solución. b) Para calcular el %p/p de la solución, ¿qué otro dato necesita? 11. Qué volumen de cada una de las siguientes soluciones acuosas contiene 2,3 x 1022 moléculas de soluto: a) Cu(NO3)2 0,60 M. b) HNO3; Xsoluto = 0,09 y = 1,1 g/mL. c) Ba(OH)2 8,2 %p/p y = 1,05 g/mL. d) Al(NO3)3 1,8 M. 12. Una solución de H2SO4 es 0,21 M. Calcule su normalidad sabiendo que se utilizará como: a) ácido diprótico, b) ácido monoprótico. 13. Calcule la masa de cada una de las siguientes sales que debería disolver en agua para poder preparar 300 mL de solución 0,35 N (actuando como tales): NaCl, CaCl2, K3PO4, Fe2(SO4)3, (NH4)2SO3, Ca(IO3)2. 14. Calcule %p/v, M, m,%p/p y χ de una solución H3PO4 0,77 N (como ácido triprótico) cuya densidad es 1,09 g/mL. 15. Se prepara una solución de Cr2(SO4)3 disolviendo 0,528 g de la sal en suficiente cantidad de agua para completar 200 mL de solución. a) Calcule la concentración molar de la sal, la concentración molar de los iones Cr3+ y la concentración molar de los iones SO42-, b) Calcule la concentración normal de la sal, y la de sus iones. Compare los valores de las concentraciones molares y normales. c) Calcule el volumen de solución que contiene 2,5 x 1020 iones SO42-. 16. Calcule la concentración molar de las soluciones resultantes de agregar 50 mL de una solución de NaNO30,11 M a: a) 50 mL de agua destilada. b) 100 mL de agua destilada. c) 50 mL de una solución de NaNO30,30 M. d) 100 mL de una solución de NaNO3 4,0 %p/p y  = 1,07 g/mL. 17. Se tienen 20 g de una solución de CaCl2 25 %p/v y  = 1,08 g/mL. Calcule los gramos de agua que se deben agregar a esta solución para obtener una solución final que tenga una concentración: a) 0,445 M. b) 15 %p/p. c) 5,5 %p/v

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18. ¿Cuál es el %p/p y el %p/v de una solución de HNO3 de  = 1,41 g/mL de la cual se debieron tomar 2,0 mL para preparar 300 mL de una nueva solución 0,12 M? 19. Un litro de HCl 12 M se diluye a 20 L. Calcule la molalidad de la solución diluida si su densidad es 1,02 g/mL. 20. ¿A qué volumen habrá que diluir 10 mL de Pb(NO3)2 1,0 M para obtener una solución que contenga10 mg/mL de Pb+2? 21. Calcule la concentración M, y g/L de todos los iones presentes al mezclar 100 mL de una solución 0,21 M de MgCl2 con: a) 50 mL de agua. b) 150 mL de solución de MgCl20,45 M. c) 220 mL de solución de Mg(NO3)20,37 M. d) 220 mL de solución de AlCl3 15 %p/p y  = 1,1 g/mL. e) 110 mL de solución de Al(NO3)30,12 M. 22. Se hace una dilución 1:5 (un volumen de solución concentrada del ácido en 5 volúmenes de agua) de 10 mL de solución de H2SO4 98 %p/p y = 1,84 g/mL. a) ¿Cuál es la concentración de la solución diluida en términos de M, %p/p, N y %p/v? b) ¿Cuántos gramos de agua hay en la última solución?. c) Repita los cálculos si la dilución fue 1/5 (un volumen de solución concentrada del ácido en 5 volúmenes finales). 23. Se mezclan tres soluciones de HNO3: solución 1) 20 mL 30 %p/p y = 1,22 g/mL; solución 2) 45 mL0,22 M y solución 3) 300 g1,2 M y  = 1,1 g/mL. Calcule la concentración M y el número total de moles de ácido de la solución mezcla. 24. Se tienen 140 mL de una solución de Ba(OH)2 0,025 M (solución 1), y 90 mL de solución de KOH 10 %p/v (solución 2). La solución 1 y la solución 2 se mezclan obteniéndose la solución F (final). a) ¿Cuántos iones Ba+2 hay en la solución 1? ¿y en la F? b) ¿Cuántos iones OH- hay en la solución 1? ¿y en la F? c) ¿Cuál es la concentración normal de OH- de la solución 2? ¿Y en la F? d) ¿Cuál debería ser la concentración normal deOH- en la solución 1 para que la normalidad deOH- en la solución F sea igual a la 2? Expresar este último resultado en términos de normalidad y molaridad de Ba(OH) 2 y de molaridad de OH- La solución F anterior se transfiere a un matraz de 2,0 L y se lleva a volumen con agua destilada. a) ¿Ha variado el número de iones respecto al que había antes de la dilución? ¿Cuántos mL de agua se agregaron? b) Calculela M y la N de cada ión (K+, Ba+2 y OH-) en el matraz. 25. Se necesita conocer con exactitud la concentración de una solución de HCl. Para ello se toman 10 mL de dicha solución y se les agrega cuidadosamente una solución de NaOH 0,55 M hasta que la reacción entre el HCl y el NaOH se complete. Si el volumen de la solución de NaOH agregado fue 23,2 mL ¿Cuál es la concentración de la solución de HCl? ¿Cómo se llama el proceso utilizado? 26. Se mezclan 80 mL de solución 0,052 M de Ba(OH)2 con 70 mL de solución 0,18 %p/v de Ba(OH)2 y 100 mL de solución 0,028 M de H2SO4. Calcule la concentración de todos los iones en la solución mezcla (tenga presente que al mezclarlas se forma cierta cantidad de BaSO4, que es insoluble en agua). 27. ¿Cuántos mL de solución 0,44 M de Na2SO4 deben agregarse a 120 g de solución de CaCl2 15 %p/p para que todo el ion calcio de la solución de CaCl2 precipite como CaSO4 (insoluble)? 28. Se tiene una solución de H2SO4cuya densidad es de 1,15 g/mL. De ella se extraen 20 mL y se los neutraliza completamente con 28 mL de una solución de NaOH 0,25 M. a) ¿Cuál es el %p/p de la solución de H2SO4? ¿Cuántos gramos de ácido reaccionan?. b) Repita el cálculo si la solución original era de NaHSO4 en lugar de H2SO4. 29. El PbCO3 es insoluble en agua. A 125 mL de solución de Pb(NO3)2 se les agrega, gota a gota, una solución de Na2CO3 hasta que el agregado de una gota no produce más precipitación de PbCO3. Se separa el precipitado, se seca y se pesa, obteniéndose una masa de 1,2 g. a) Calcule la concentración de la solución original de Pb(NO3)2, expresándola en mg/L de Pb (II). b) Si la concentración de la solución de Na2CO3era 1,0 M, ¿cuántas gotas de dicha solución se agregaron? (1 gota equivale a 0,05 mL de solución). 30. 22 mL de solución 0,015 M de K2CrO4 se mezclan con 45 mL de solución 10 %p/p y  = 1,05 g/mL de AgNO3. a) ¿Cuál es la masa de precipitado (Ag2CrO4) formado? b) ¿Cuántos gramos del reactivo en exceso quedan sin reaccionar? c) ¿Cuál es la concentración de los iones que no reaccionaron? 31. ¿Cuál es el %p/p de una solución de H2SO4de densidad 1,8 g/mL, si para neutralizar 40 mL de la misma se requirieron 400 mL de NaOH 2,0 M? 32. Se añaden 250 mL de Ba(NO3)20,12 M a 250 mL de una solución 0,30 M de H2SO4. a) ¿Qué masa en gramos de BaSO4 precipitará? b) ¿Cuál será la concentración molar y normal de los solutos presentes en la solución luego de la precipitación?

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33. En el problema anterior se ha supuesto que el BaSO4 es totalmente insoluble en agua. En realidad, el BaSO4 es muy poco soluble, pero una pequeña cantidad de la sal se disuelve en agua. Si la solubilidad del BaSO4es de 0,023 g/100 mL ¿cuál será la masa del precipitado? ¿Cuál será la concentración de sulfato de bario en la solución? 34. ¿Cuál es el %p/p de una solución de H2SO4 de = 1,8 g/mL si para neutralizar 40 mL de la misma se requirieron 250 mL de Ca(OH)2 2,0 N? 35. Se mezclan 25 mL de solución de HNO3 0,9 M, 150 mL de solución de H3PO4 4,2% p/p y = 1,08 g/mL con 50 mL de Ca(OH)2 0,65 N. Calcule las concentraciones de todos los iones presentes en la solución final. 36. Se toman 15 mL de una solución de H2SO4 96 % p/p y = 1,21 g/mL y se los llevan a 50 mL. Calcule la masa de BaSO4 formada si 10 mL de la solución se mezclan con 45 mL de una solución de Ba3(PO4)2. ¿Cuál es la molaridad de todos los iones en la solución resultante? 37. Cuando se mezclan 80 mL de una solución de H2SO4 0,6 N, 25 mL de una solución de HCl de concentración desconocida y 60 mL de una solución de Mg(OH)2 4,9 %p/v, se obtiene una concentración final de H+ de 1,08 M. Calcule la concentración inicial de la solución de HCl y la normalidad de todos los iones en la solución final. Problemas adicionales 1. ¿Cuál será el peso molecular relativo de una sustancia si al disolver 3,0 g de la misma en 150 mL de agua destilada se obtiene una solución 0,80 M? (suponer que no hay cambio de volumen al disolverse el sólido). 2. Calcule el %p/v, %p/p y molalidad en cada caso: a) 0,15 g de Zn(NO3)2 disueltos en 8,5 moles de agua (densidad de la solución: 1,05 g/mL). b) 1,4.1022 moléculas de (NH4)2SO4 disueltas en 40 mL de solución (densidad de la solución: 1,1 g/mL). c) 0,24 moles de Ba(NO3)2 en 400 g de agua (densidad de la solución: 1,03 g/mL). d) 0,018 moles de Na2CO3 disueltos en 400 mL de agua (densidad del agua: 1,0 g/mL; densidad de la solución: 1,03 g/mL). e) 40 g de alcohol etílico (C2H6O) en 80 g de agua (densidad del alcohol: 0,79 g/mL). Suponga volúmenes aditivos. 3. Se diluyen con agua, hasta un volumen final de 300 mL, 4,5 mL de la solución concentrada del problema anterior ¿Cuántos moles de soluto hay en los 300 mL? ¿Cuál es la concentración M y %p/v? b) Los 300 mL de la solución diluida se dividen en 3 frascos goteros de 100 mL ¿Qué rótulo se debe poner a cada frasco? 4. ¿A qué volumen habrá que diluir 100 mL de HCl 6,0 M para obtener una solución 1,5 M? 5. Calcule las nuevas concentraciones molares que se obtienen al agregar 80 mL de solución de Cu(NO3)20,39 M a: a) 500 mL de agua destilada. b) 150 mL de solución del mismo soluto 0,15 M. c) 230 mL de solución del mismo soluto 1,4 %p/p y  = 1,1 g/mL. d) 200 g de solución del mismo soluto 2,1 %p/v y  = 1,1 g/mL. 6. ¿Qué volumen habrá que tomar de una solución de MnCl2 3,2 M para obtener 200 mL de solución que contenga 5,0 mg/mL de Mn2+?. 7. Se mezclan 1,2 mL de solución de NaNO3 63 %p/p y  = 1,42 g/mL con 20 mL de solución de NaCl 0,50 M y se agrega agua destilada hasta completar 750 mL. Calcule la molaridad de la solución respecto a cada ion presente. 8. Se tiene una solución de HCl 36 %p/p y  = 1,18 g/mL, de la cual se toman 15 mL y se diluyen hasta 500 mL; de esta última solución se toman 20 mL. A estos 20 mL se les agrega gota a gota una solución de AgNO3, deteniéndose el agregado cuando ya no se observa que se forme un precipitado de AgCl al caer la gota. El volumen de solución de AgNO3 agregado es 5,2 mL ¿Cuál es la concentración de la solución de AgNO3? 9. ¿Qué volumen de agua habrá que agregar a 400 mL de solución de HNO32,5 M para que al tomar 25 mL de la nueva solución se neutralicen exactamente 2,22 g de Ba(OH)2? 10. Se hacen reaccionar 15 g de Ca(OH)2 impuro con 30 g de NH4Cl de acuerdo a: 2 NH4Cl + Ca(OH)2→ 2 NH3 (g) + CaCl2 + 2 H2O. El gas (amoníaco) formado se recoge disolviéndolo en agua destilada (el amoníaco es muy soluble en ésta), obteniéndose 25 mL de una solución 3 M de amoníaco. Calcule la pureza del Ca(OH)2.

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11. Se hacen reaccionar 150 mL de HCl 36 %p/p y  = 1,16 g/mL con 120 g de CaCO3 90 %p/p. La reacción es: 2 HCl + CaCO3→ CaCl2 + CO2(g) + H2O. El gas obtenido (CO2) se hace burbujear para formar 150 mL de solución 15 %p/v. Calcule el rendimiento de la reacción. 12. Calcule el peso equivalente y el número de equivalentes de cada uno de los siguientes solutos en 100 mL de solución: a) Ba(OH)2 0,25 N (reaccionará perdiendo ambos OH- ). b) HNO3 20%p/v (reaccionará como ácido). c) Na3PO4 1,2 M (reaccionará como sal). 13. Calcule las nuevas concentraciones normales que se obtienen al agregar 80 mL de solución de Cu(NO3)2 0,78 N a: a) 500 mL de agua destilada, b) 150 mL de solución del mismo soluto 0,15 M, c) 230 mL de solución del mismo soluto 1,4%p/p y  = 1.1 g/mL, d) 200 g de una solución del mismo soluto 2,1%p/v y  = 1,1 g/mL. 14. Se mezclan 1,2 mL de NaNO3 63%p/p y  = 1,42 g/mL con 20 mL de NaCl 0,50 M y se agrega agua destilada hasta completar 750 mL. Calcule la normalidad de la solución respecto a cada ión presente. 15. Se tiene una solución de H2SO4 cuya densidad es de 1,15 g/mL. De ella se extraen 20 mL y se los neutraliza completamente con 28 mL de una solución de NaOH 0,20 M. ¿Cuál es el %p/p de la solución de H2SO4? ¿Cuántos equivalentes de ácido reaccionan?

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Uso de material de laboratorio TRABAJO PRÁCTICO Temario: Orientación del alumno en el laboratorio y en las técnicas correctas de trabajo experimental.

Manejo de material de laboratorio (balanzas, material volumétrico, etc.) y su uso adecuado. Aproximación a algunas metodologías a utilizar posteriormente (preparación de soluciones, titulación, etc.). Importancia de la medida, su expresión y errores de la misma. Propagación de errores en las operaciones comunes entre magnitudes. Introducción El objetivo esencial de este trabajo de laboratorio es mostrar la importancia de la medida en las ciencias experimentales y la necesidad de expresarla adecuadamente. Toda medida tiene dos componentes: el número y la unidad. El número de la medida incluye una estimación de la precisión (definida más abajo) con que el número ha sido medido. En estas clases se discutirán los conceptos esenciales de toda medida: precisión, exactitud, cifras significativas y traslado de errores (cuando las magnitudes medidas son utilizadas en el cálculo de otras). Un objetivo adicional es la familiarización del estudiante con instrumentos habituales en el laboratorio y la adquisición de habilidades manuales. El aprovechamiento de estas clases será evaluado en los trabajos prácticos y problemas en los que se realicen o utilicen medidas a través de: • La capacidad de elegir instrumentos adecuados de acuerdo a la medida a realizar. • La expresión adecuada de una medida directa o indirecta. Descripción del material de vidrio de uso común en el laboratorio Pipetas Son tubos de vidrio que sirven para medir volúmenes fijos o variables de líquido. Se clasifican en: Graduadas: son cilíndricas y tienen grabada una escala en la que se puede leer el volumen contenido. Entre éstas encontramos las pipetas de Mohr (fig. 1a, cuya escala no llega al extremo inferior) y las serológicas (fig. 1b, en las cuales la escala llega al extremo inferior). En estas últimas el líquido puede descargarse completamente. Aforadas: Se denomina “aforo” a la marca en el vidrio que indica hasta donde debe llegar el líquido. Las pipetas aforadas miden volúmenes fijos, que se indican por una leyenda grabada en la pipeta. Las pipetas llamadas “de simple aforo” (fig. 1c) tienen 1c 1d una sola marca (aforo) en la parte superior. En éstas se deja escurrir totalmente el 1a 1b líquido. Las pipetas llamadas “de doble aforo” tienen una marca superior y una inferior (fig. 1d); el volumen medido es el comprendido entre los dos aforos. Las pipetas aforadas se utilizan cuando se necesita medir volúmenes con mayor precisión; las pipetas graduadas pueden ser más convenientes al no estar limitadas a la medida un volumen fijo, pero tienen menor precisión. Para su uso correcto debe tenerse en cuenta que: • Deben utilizarse con propipetas. • Las pipetas deben secarse externamente para evitar la caída de líquido adherido al exterior de la pipeta, cuyo volumen no se incluye en la lectura (se cometería un error por exceso). • Antes de usarse la pipeta debe enjuagarse un par de veces con la solución a medir, para eliminar otros líquidos remanentes. Propipetas Son peras de goma que permiten llenar o vaciar pipetas sin succionar directamente con la boca (ver figura de la derecha. La pipeta se conecta a la apertura inferior de la pera). Deben usarse para pipetear sustancias tóxicas o soluciones cuyos vapores sean nocivos o molestos. A: Válvula para expulsar el aire de la pera de goma.

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S: Válvula para succionar el líquido. E: Válvula para expulsar el líquido. Vasos de precipitados Son recipientes que sirven para contener o calentar líquidos. Algunos poseen una graduación que permite estimar el volumen de líquido contenido. Matraces Son recipientes que permiten contener o medir volúmenes fijos de líquidos. Tienen un aforo en su cuello que indica hasta dónde se los debe llenar para medir el volumen indicado. Generalmente se usan para preparar soluciones. Frasco Erlenmeyer Son recipientes de forma cónica y boca estrecha. Resultan convenientes cuando se quieren evitar pérdidas por evaporación o cuando se desea agitar el líquido contenido. Poseen una graduación que permite estimar el volumen contenido. Probetas Son recipientes cilíndricos graduados que sirven para medir distintos volúmenes de líquidos contenidos. Buretas Son tubos graduados que tienen una llave o robinete en su parte inferior para permitir el desalojo controlado de líquidos. Para usar correctamente una bureta debe tenerse en cuenta que: • El robinete debe estar correctamente engrasado para que gire fácilmente y no pierda líquido. La bureta debe estar completamente seca en su parte exterior, especialmente el vástago, por las razones anteriormente explicadas para el caso de las pipetas. • Se debe tener la precaución de mover el robinete rodeándolo con la mano, evitando que se mueva lateralmente y se afloje o salga de su alojamiento. Recomendaciones generales • El material de vidrio debe estar perfectamente limpio, desengrasado y seco. • El material de vidrio graduado (pipetas, buretas, matraces y probetas) no debe ser calentado a temperaturas mayores que la indicada para su calibración. • Para medir el volumen de un líquido que moja el vidrio (agua), debe hacerse coincidir la parte inferior del menisco con el aforo. Para el caso del mercurio, que no moja al vidrio, debe hacerse coincidir la parte superior del menisco. En el caso de que se use material graduado para medir volúmenes parciales puede tomarse cualquier criterio para el enrase, siempre y cuando se mantenga en todas las medidas. Aforo Agua

Hg

Otros materiales de laboratorio Mortero Consta de un recipiente de boca ancha y un pilón o mazo generalmente de cerámica o de vidrio. Se usa para moler sólidos dividiéndolos finamente. Balanza de cadena Es un instrumento que permite comparar la masa de cuerpos de hasta 200 g, con una precisión teórica de 0,1 mg. Está constituida por una palanca de brazos iguales llamada cruz. De los extremos de la cruz penden dos platillos; en ellos se coloca el cuerpo cuya masa se desea conocer (usualmente en el platillo

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izquierdo), y las masas patrón de comparación (comúnmente llamadas pesas), en el platillo derecho. Unida a la cruz en su punto medio y extendiéndose hacia abajo se halla una larga aguja llamada fiel, cuyo extremo cae frente a una escala graduada que marca las desviaciones de la cruz respecto de la posición horizontal. La parte superior de la cruz está divida en diez partes iguales sobre las cuales se puede colocar una pieza de metal de 100 mg llamada jinetillo. Si el jinetillo se coloca sobre la división con la marca “.1” produce el mismo efecto que si se colocaran 100 mg en el platillo derecho, en la siguiente, 200 mg, y así sucesivamente. El manejo del jinetillo se realiza por medio de una varilla que se manipula desde afuera de la caja de la balanza (lado derecho). Unida al brazo derecho de la cruz hay una cadena que permite ir agregando cantidades de masa de entre 0 y 100 mg por medio de una perilla. En la perilla hay una escala graduada (0 a 100 mg de a 1 mg). Por fuera de la perilla hay una escala graduada (0 a 10, de a 1) llamada vernier, que permite leer hasta la décima de mg (fig. 8). Uso del vernier: El vernier está construido de tal manera que 10 divisiones del vernier ocupan la misma longitud que 9 divisiones de la escala de medida. La forma de medir utilizando el vernier se ejemplifica en la siguiente figura de la derecha: La escala superior es la de medida del instrumento, la escala inferior es la del vernier. La marca “A” corresponde al punto de referencia de la medida. Se ve que la medida es mayor que 4,7 y menor que 4,8 unidades. Como la primera división del vernier que coincide con una división de la escala es la división 4 (indicada en la figura con un círculo y la letra “B”), la medida es 4,74 unidades. Para realizar una pesada se debe verificar qué posición de la escala indica el fiel cuando la balanza está descargada. Esta posición se conoce como “posición de equilibrio” o bien, “cero de la balanza descargada”. Luego se coloca el cuerpo de masa desconocida en el platillo izquierdo y se van agregando pesas de masa conocida en el platillo derecho (ver precauciones) en orden decreciente. Se utilizan pesas de hasta 1 g como mínimo. Las masas menores a 1 g se agregan ubicando el jinetillo en las distintas posiciones sobre la cruz (incrementos de a 100 mg) y las masas menores a 100 mg se agregan por medio de la perilla unida a la cadena. Antes de cada cambio de pesas la balanza se “traba” o se “arresta” (es decir, se fija la cruz por medio de una perilla ubicada en la parte delantera de la caja de la balanza). Luego de cada agregado de pesas la balanza se destraba suavemente para comprobar si se ha llegado a la posición de equilibrio. Una vez alcanzado el equilibrio se suman las masas de las pesas colocadas en el platillo derecho. A este número se le suma la masa del jinetillo de acuerdo a su posición relativa (primer decimal después del gramo); y luego se leen los mg en la escala de la perilla unida a la cadena (segundo y tercer decimal). El último decimal (décima de mg) se lee en la escala del vernier, siendo aquél la marca de esta escala que coincide con una línea (cualquiera) de la escala de la perilla. Precauciones para el uso de esta balanza: • Cuando la balanza no se usa o al colocar o quitar las pesas, debe estar trabada (o colocada en posición de arresto) por medio de la perilla situada en el frente de la balanza. • Debe situarse en un lugar conveniente, lejos de corrientes de aire o radiaciones de calefacción y protegida de las vibraciones. • Debe estar correctamente nivelada, para lo cual posee un nivel de burbuja en la base o una plomada y un punto de referencia. • No debe colocarse ninguna sustancia directamente sobre los platillos sino sobre recipientes adecuados. • Los cuerpos a pesar deben estar a la temperatura de la balanza. • No debe sobrecargarse (carga máxima: 200 g). • Debe mantenerse limpia.

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• Las pesas deben manejarse con pinzas, preferentemente con puntas de hueso o plástico. Las pesas deben distribuirse en el platillo sistemáticamente, ubicando las mayores en la parte central del platillo para evitar oscilaciones. Cuando no se usa la caja de pesas debe permanecer cerrada. • Al terminar la operación de pesada se deben guardar las pesas en la caja correspondiente. Balanza granataria Consta de dos platillos, en uno de los cuales se coloca la sustancia a pesar (nunca directamente sobre el platillo), y en el otro las pesas que equilibran la masa de la sustancia. La precisión teórica de esta balanza es de 0,01 g. Las recomendaciones para su uso son las mismas que para la balanza de cadena. La posición de equilibrio se observa mediante dos puntas de metal unidas a cada uno de los platillos que quedan ubicadas delante de una escala graduada. Mecheros Se emplean para calentar sustancias. Los más comunes son: Mechero de Bunsen (fig. a): permite regular la entrada de aire. Mechero de Meker (fig. b): proporciona una llama oxidante y muy caliente. Permite regular la entrada de aire y de gas. Permite tener una mayor superficie de calentamiento.

a

b

En la figura de la derecha se observan dos tipos de llamas que pueden producirse en un mechero. La primera es una llama en la que la entrada de aire es insuficiente, la combustión del gas es incompleta y la llama es de color amarillo. Si se coloca un recipiente de vidrio sobre ella, éste se tizna por el depósito de partículas de carbón que no han sido quemadas. En la segunda, las entradas de aire y gas son correctas. Se observan cuatro zonas: (1) cono frío, en donde no hay combustión; (2) cono de reducción, en donde hay poco oxígeno; (3) cono de oxidación, allí el oxígeno es abundante; (4) zona de fusión, cuya temperatura es de aproximadamente 1500ºC. Esta llama se distingue de la anterior por su color azul. Termómetros Nuestros sentidos nos permiten comparar estados térmicos y decidir si un cuerpo está más, menos o igualmente caliente que otro. Por otra parte, es un hecho experimental (ley cero de la termodinámica), que dos cuerpos que tienen distintos estados térmicos, alcanzan el mismo estado térmico luego de un tiempo de ser puestos en contacto, es decir, alcanzan un equilibrio térmico. Los estados térmicos no son magnitudes. Recordemos que las magnitudes son comparables (relación de igualdad y desigualdad), sumables y divisibles. Si bien los estados térmicos son comparables, no cumplen las otras condiciones (por ejemplo, no se suman: si mezclamos agua a 80ºC con agua a 20ºC, no obtenemos agua a 100ºC). Para comparar cuantitativamente los estados térmicos se elige una escala de referencia arbitraria. El elemento que se utiliza es el termómetro, formado por un bulbo de vidrio que contiene un líquido, conectado a un capilar de vidrio a lo largo del cual el líquido puede expandirse o contraerse. Cada termómetro tiene una escala, a la que se le asignan números relacionados con la longitud de la columna del líquido. De este modo, podemos medir el estado térmico de un cuerpo comparándolo con el de un termómetro que ha alcanzado equilibrio térmico con el cuerpo a medir. Este ordenamiento numérico es una escala de lo que llamamos “temperatura.” La temperatura puede definirse como el número que representa el estado térmico de un cuerpo, tomando como referencia un estado térmico perfectamente definido. Debe reconocerse claramente la diferencia entre temperatura y calor (es decir: energía térmica). El calor es una forma de intercambio de energía, es decir es una magnitud, en tanto que la temperatura es un número

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definido como se ha indicado más arriba. Como ejemplo práctico de la diferencia entre calor y temperatura, piense en lo que sucede si hace que dos recipientes con distintas cantidades de agua reciban energía térmica de dos fuentes de calor iguales durante el mismo tiempo. La cantidad de calor que reciban los dos líquidos será la misma, sin embargo, el recipiente que tiene menos agua alcanzará mayor temperatura. De otra manera, podemos decir que el calor es la energía que fluye entre objetos que están a diferente temperatura. Sintetizando, los termómetros son instrumentos que miden los estados térmicos de los cuerpos. El principio de funcionamiento de muchos termómetros es la dilatación térmica de las sustancias, de modo que para construirlos se eligen sustancias que se dilatan mucho para pequeñas variaciones de su estado térmico, por ejemplo Hg, alcohol, gases o metales sólidos. A presión constante, las sustancias puras tienen estados térmicos definidos cuando dos de sus fases se encuentran en equilibrio (por ejemplo: líquido en equilibrio con vapor: ebullición). Estos estados térmicos definidos se utilizan para establecer escalas termométricas. Errores de medida Algunos errores característicos: • Error de paralaje: es el que se comete al no colocar la línea de visión paralela a la superficie del líquido. En la figura se observa: a) la línea de la visual demasiado alta, con lo que la lectura será mayor que la correcta (error por exceso); b) la forma correcta, c) la línea visual demasiado baja, lectura menor que la forma correcta (error por defecto). • Error por burbuja: no deben quedar burbujas en el líquido. Si hay burbujas, el líquido debe retirarse y volver a cargarse. Las burbujas ocupan un volumen que se lee como si fuera de líquido, por lo tanto se comete un error por exceso. • Error de lectura: la precisión de la escala grabada en pipetas, buretas, vasos y matraces está relacionada con el diámetro del recipiente, en el punto en el que se encuentra la escala. Para convencernos de ello comparemos dos matraces aforados idénticos, excepto por el diámetro del cuello en el cual se encuentra el aforo: uno de 0,8 cm de diámetro y otro de 1 cm de diámetro. Si nos pasamos un milímetro (0,1 cm) del aforo al llenarlos con una solución, habremos agregado a cada uno un volumen en exceso igual a r2 h. Debido a la diferencia de radios, este exceso será en el primero de 0,05 cm3 y en el segundo de 0,08 cm3 (compruebe estos cálculos). • Error de calibración: es un error intrínseco relacionado con la construcción del instrumento de medida. La correlación correcta entre el valor leído en el instrumento y el volumen contenido en el mismo depende de la calidad del instrumento y del cuidado en su mantenimiento. Clasificación de errores a) Errores sistemáticos: son los que se cometen siempre en el mismo sentido (por ejemplo, si se comete un error sistemático por exceso, se obtendrán todos valores mayores que el valor real). Los errores por burbujas y calibración son sistemáticos. b) Errores aleatorios: son los que se pueden producir en ambos sentidos (en ausencia de errores sistemáticos, producen aleatoriamente valores mayores y otros menores que el valor real). El error de paralaje es un ejemplo de este tipo de error.

Exactitud y precisión de las medidas En realidad, el único tipo de cantidad física que puede medirse con exactitud perfecta es un conjunto específico de objetos discretos, por ejemplo, el número de libros de una biblioteca o el número de personas en un cierto lugar. Al medir cualquier cantidad susceptible de variar en forma continua, siempre existe cierta incertidumbre ya que una medida exacta en este caso debería expresarse con un número

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infinito de dígitos lo cual, obviamente, no es posible. Mientras numerar objetos discretos sólo exige valores enteros tales como: 1, 2, 3,..., etc., la medida de una variable continua como, por ejemplo, la masa, podrá tomar cualquiera de los infinitos valores entre, por ejemplo, 1 y 2. Así, para una variable continua, no existen valores exactos, sino valores aceptados. Estos valores aceptados se obtienen realizando un gran número de determinaciones, examinando cuidadosamente y eliminando si es posible, todos los errores relacionados con la medida. La exactitud de una medida se expresa a través del llamado error absoluto: diferencia (en valor absoluto) entre el valor aceptado (real) y el valor promedio obtenido.

 ABSOLUTO = ValorACEPTADO − ValorPROMEDIO El error absoluto dividido por el valor aceptado constituye el llamado error relativo. El error relativo porcentual se obtiene multiplicando el error relativo por 100.

 RELATIVO =

 ABSOLUTO

 PORCENTUAL =  RELATIVO  100

ValorACEPTADO

La precisión es una indicación de la consistencia mutua entre varias determinaciones repetidas; es decir, es una medida de la reproducibilidad de un procedimiento de medida. Calcularemos a la precisión como la desviación promedio de una serie de medidas realizadas sobre una misma magnitud en las mismas condiciones. La desviación promedio se calcula haciendo el promedio de las desviaciones individuales, las cuales, a su vez, se calculan como la diferencia en valor absoluto entre una medida individual y el promedio de las medidas efectuadas 𝐷𝑒𝑠𝑣𝑖𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑖𝑛𝑑𝑖𝑣𝑖𝑑𝑢𝑎𝑙 𝑖 = |𝑀𝑒𝑑𝑖𝑑𝑎 𝑖𝑛𝑑𝑖𝑣𝑖𝑑𝑢𝑎𝑙 𝑖 − 𝑃𝑟𝑜𝑚𝑒𝑑𝑖𝑜| La causa por la cual las medidas obtenidas por un experimentador pueden no coincidir con el valor aceptado está relacionada con procedimientos incorrectos en la medida pero también con una serie de errores. Éstos pueden ser conocidos (errores sistemáticos), en cuyo caso son determinados y pueden acotarse si no eliminarse. Otros, en cambio, son casuales y no pueden eliminarse sino minimizarse realizando un gran número de medidas (errores aleatorios). La precisión estará fundamentalmente ligada a los errores de tipo aleatorio ya que ellos provocarán la desviación de la medida. El hacer un instrumento más preciso es condición necesaria para que el mismo sea más exacto, sin embargo no es condición suficiente ya que un error sistemático puede desviar la medida muchísimo de su valor verdadero. Como un ejemplo de que precisión no es necesariamente exactitud, imaginemos la intención de medir 20 mL de agua utilizando una probeta. Para ello, cada estudiante coloca agua en la probeta y luego trasvasa todo el líquido a una bureta, de donde obtendrá el valor de la cantidad correcta de agua previamente medida. El procedimiento se repite 4 veces y se obtienen las gráficas que se indican a continuación

:

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En las gráficas A y B, la precisión es alta (los datos son reproducibles). Sin embargo, en A la exactitud es alta (todos los valores están cerca de 20 mL), mientras que en B la exactitud es baja (existe un error sistemático que genera que todos los valores resulten mayores que el valor real). En las gráficas C y D hay un error aleatorio que genera una baja precisión. Además, en D hay un error sistemático, puesto que todos los valores resultan menores que el valor real. Ejemplo de cálculo de la precisión y la exactitud (Se recomienda recalcular las cifras presentadas en el ejemplo) Los resultados obtenidos en una serie de medidas de la concentración de una solución son los siguientes: 0,1010 N, 0,1020 N, 0,1012 N y 0,1015 N. El valor promedio es: 0,1014 N (calculado como la suma de todos los valores y dividiendo por el número de determinaciones). Los valores absolutos de las desviaciones de cada medida individual respecto del valor promedio son: 0,0004, 0,0006, 0,0002 y 0,0001. La desviación promedio, que se calcula sumando las desviaciones individuales y dividiendo por el número de medidas, es 0,0003 N. Así, el resultado se expresa correctamente como: 0,1014  0,0003 N. Puede también definirse una “Desviación Promedio Relativa”. Esta se obtiene dividiendo la desviación promedio por el promedio; en el caso anterior sería: 0,0003 / 0,1014 = 0,0039. Respecto de la exactitud de la medida, supongamos que el valor aceptado para la normalidad sea 0,1024, entonces: Error absoluto = 0,0010; error relativo = 9,8.10-3; error relativo porcentual = 0,98% Cifras significativas Debe resultar obvio, de acuerdo a lo dicho más arriba, que el resultado de una medida no puede expresarse con una cantidad cualquiera de cifras. El número de cifras del número que expresa una medida dependerá de la precisión de la misma. Por ejemplo, consideremos una medida, repetida cinco veces en las mismas condiciones con el mismo instrumento, en la que se obtienen los valores 1,0543; 1,0581; 1,0633; 1,0522 y1,0612. Resulta claro que las cifras 1 y 0 son “seguras” para esta medida, que la siguiente (5 o 6) está afectada de cierta incertidumbre y que las siguientes no representan nada realmente medido: no son significativas. Por lo tanto, se debe expresar la medida con el número de cifras que realmente tengan algún significado (cifras significativas). Convencionalmente se acostumbra denominar cifras significativas (c.s.) a todas las cifras seguras y una más. Esta última estará afectada por un cierto error. Así, la medida anterior se escribirá correctamente como: 1,06. Este número expresa la medida, e implica que la última cifra puede variar en más o menos una unidad. La medida tiene, entonces, 3 c.s. Como es lógico, el cambio en la unidad utilizada en una medida no cambia el número de cifras significativas. Si la medida anterior fuera una longitud expresada en metros, es decir 1,06 m, es obvio que podría decirse que son 106 cm ó 0,00106 km ó 1,06 x 10 –3 km, sin que la precisión de la medida cambie. Por lo tanto: los ceros a la izquierda, o las cifras involucradas en la notación exponencial no son c.s. (justamente permiten la variación de la unidad utilizada). En cambio sí son c.s. los ceros a la derecha. En el mismo ejemplo, 1,06 m tiene 3 c.s., pero 1,060 m tiene 4 c.s. ya que escribir 1,060 m implica que la última cifra (el cero) es la que se supone afectada por un error de una unidad. En otras palabras, 1,06 m puede indicar una longitud

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que se encuentra entre 1,05 y 1,07 m, mientras que 1,060 m indicaría una longitud comprendida entre 1,059 y 1,061 m. A continuación mostraremos algunos ejemplos: 0,000435600 6 c.s. 1,2 2 c.s. 120.000,000 9 c.s. 2,5 x 1020 2 c.s. 0,001 x 103 1 c.s. Por favor trate de convertir cada uno de los números anteriores (manteniendo en esencia al número) en medidas con 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10 c.s. Propagación de errores Cuando los resultados de una o más medidas se utilizan para calcular otra cantidad (como, por ejemplo, cuando se miden la masa y el volumen de un cuerpo para calcular su densidad), los errores de cada medida causan un error en la cantidad calculada. Si se conoce el error de cada una de las medidas usadas en el cálculo, puede estimarse el error en la cantidad calculada por medio de las siguientes propiedades: SUMA y RESTA: El resultado tiene el mismo número de decimales que la medición con el menor número de decimales. Esto se debe a que el error en una cantidad calculada obtenida por la suma o la diferencia de las medidas efectuadas, es la suma de los errores absolutos correspondientes a las cantidades medidas. En la suma de dos longitudes L1 = 5,0 m y L2 = 0,284 m, el error absoluto de L1 es 0,1 m y el error absoluto de L2 es 0,001 m. El error en la cantidad sumada será 0,1 m + 0,001 m = 0,101 m pero como el error absoluto debe expresarse con una sola cifra significativa, debe quedar 0,1m y el resultado deberá expresarse como 5,3 m. MULTIPLICACIÓN y DIVISIÓN: El resultado debe contener el mismo número de cifras significativas que haya en la medida que tenga menos cifras significativas. Esto se debe a que el error relativo en un producto o cociente, es la suma de los errores relativos en las cantidades individuales involucradas. Si usted quiere encontrar la densidad de una solución y encuentra que la masa es 3,585 g y su volumen es 2,5 mL, el resultado debe expresarse como 1,4 g/mL (en lugar de 1,434 g/mL) Sensibilidad La sensibilidad es una medida de la magnitud de la respuesta de un instrumento a una perturbación dada. La sensibilidad de un termómetro, por ejemplo, es la variación en la longitud de la columna termométrica cuando la temperatura cambia en un grado. ∆𝑙𝑜𝑛𝑔𝑖𝑡𝑢𝑑 𝑐𝑜𝑙𝑢𝑚𝑛𝑎 𝑆𝑒𝑛𝑠𝑖𝑏𝑖𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑡𝑒𝑟𝑚ó𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 = ∆𝑡𝑒𝑚𝑝𝑒𝑟𝑎𝑡𝑢𝑟𝑎 En el caso de una balanza, la sensibilidad es la variación de la posición de equilibrio del fiel de la balanza cuando se carga uno de los platillos con cierta masa.

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Actividades a Desarrollar CADA GRUPO CONTARÁ CON: UNA REGLA MILIMETRADA, UNA BALANZA GRANATARIA, UNA BALANZA DE CADENA, UNA CAJA DE PESAS, DOS OBJETOS DE METAL, BURETAS, PIPETAS, VASOS DE PRECIPITADOS Y TERMÓMETROS.

Las actividades no se realizarán necesariamente en el orden aquí detallado, sino en el que resulte más adecuado para el aprovechamiento del tiempo y del equipo disponible.

1.- Preparación de soluciones Preparación de una solución de H2SO4 Se deberá traer calculado el volumen de solución de ácido sulfúrico concentrado (densidad = 1,84 g/mL y 98% p/p de riqueza) necesario para preparar 100 mL de una solución 0,1 M. Este volumen se mide con una pipeta graduada adecuada con el agregado de una propipeta (no debe pipetearse directamente con la boca). Lentamente y agitando se agrega el volumen requerido desde la pipeta a un vaso de precipitados con 50 mL (aproximadamente) de agua destilada (nunca debe agregarse agua a un ácido concentrado porque pueden originarse proyecciones de ácido). Una vez disuelto el ácido, se deja enfriar la solución y se trasvasa mediante un embudo a un matraz, tratando que el líquido sólo toque al matraz por debajo del aforo. Luego se agrega agua destilada hasta poco antes del aforo; por último, se enrasa (se lleva hasta el aforo) mediante una pipeta o una piseta. Se tapa el matraz y se agita para homogeneizar la solución. Se trasvasa a un recipiente limpio y seco. Luego se tapa y se rotula. Preparación de una solución de NaOH Se deberá traer calculada la masa de NaOH necesaria para preparar 100 mL de una solución 0,1 M. Se pesa dicha cantidad en una balanza granataria sobre vidrio de reloj. Se trasvasa el sólido a un vaso de precipitados, enjuagando el vidrio de reloj con pequeñas cantidades de agua destilada para posteriormente agregarlas también al vaso. Se disuelve la totalidad del sólido en un volumen aproximado de 50 mL y se trasvasa la solución a un matraz de 100 mL. Se lleva a volumen con un procedimiento similar al descripto anteriormente. Se tapa el matraz, se homogeneiza y se trasvasa a un frasco limpio y seco. Se tapa y se rotula el frasco.

2.- Expresión correcta de medidas experimentales en diversos instrumentos. Determinación de la precisión de un instrumento Pesada de un cuerpo Se selecciona un objeto pequeño (por ejemplo: un anillo), se lo coloca sobre la balanza de cadena y se anota la masa obtenida. El procedimiento se repite 5 veces (ver tabla). Con la serie de medidas realizadas, se calcula el promedio de las mismas, la desviación individual de cada medida y la desviación promedio. Por último, se coloca el objeto en la balanza electrónica, considerando esta masa como el “valor aceptado”, y se calcula la exactitud de la balanza. El mismo procedimiento se repite para medir la precisión de una balanza granataria, usando la balanza electrónica como referencia. En todas las medidas en la balanza granataria y de cadena deben usarse las mismas pesas a fin de que las medidas no estén afectadas por eventuales diferencias entre pesas del mismo valor nominal.

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Medida gravimétrica 1) 2) 3) 4) 5) Promedio χ1+χ2+χ3+χ4+χ5 χ= 5

Valor χ1 χ2 χ3 χ4 χ5

Desviación individual d1=|χ1 − χ| d2=|χ2 − χ| d3=|χ3 − χ| d4=|χ4 − χ| d5=|χ5 − χ| Desviación promedio 𝑑1+𝑑2+𝑑3+𝑑4+𝑑5 D= 5

Medidas volumétricas Se mide un volumen determinado en una pipeta de 20 mL y luego se trasvasa con cuidado todo el volumen a una bureta (enrasada en el “cero” de la bureta con agua destilada). Se mide el volumen en la bureta. Se anota este volumen. Se enrasa nuevamente la bureta en cero y se repite la operación al menos cinco veces (ver tabla). Considerando los volúmenes medidos en la bureta como los valores correctos previamente medidos en la pipeta, se calcula la precisión (desviación promedio) de las medidas. Se repite el procedimiento anterior utilizando una probeta de 100 mL en lugar de la pipeta. Se repite el procedimiento anterior utilizando un vaso de precipitados de 50 mL.

Medida volumétrica 1) 2) 3) 4) 5) Promedio χ1+χ2+χ3+χ4+χ5 χ= 5

Valor χ1 χ2 χ3 χ4 χ5

Desviación individual d1=|χ1 − χ| d2=|χ2 − χ| d3=|χ3 − χ| d4=|χ4 − χ| d5=|χ5 − χ| Desviación promedio 𝑑1+𝑑2+𝑑3+𝑑4+𝑑5 D= 5

Termometría Se mide la temperatura de un baño de agua utilizando varios termómetros con diferentes precisiones. Deben leerse las temperaturas con el número correcto de cifras significativas.

3.- Determinación de la sensibilidad de diversos instrumentos Pesada de un cuerpo En la balanza granataria se coloca una pesa de 10 mg y se determina la desviación (en número de unidades) respecto de la posición de equilibrio anterior. El procedimiento se repite tres veces. Si 10 mg no produce una variación significativa, se realiza la experiencia con 20 mg o 30 mg. Se repite lo anterior en una balanza de cadena pero añadiendo 1 mg mediante la cadena respectiva. En este caso, si no se produce una variación significativa, se añaden 2 ó 3 mg. Termometría Se colocan varios termómetros, de los cuales solamente uno tiene una escala grabada, en un baño de agua destilada; se mide la temperatura con el único termómetro que presenta una escala y se señala con un marcador la posición de la columna termométrica en cada uno de los otros termómetros. Posteriormente se somete al baño a un ligero calentamiento (aproximadamente 10 a20°C). Se retira el mechero, se mide la temperatura, se marca la posición de la columna en todos los termómetros y se vuelve a medir la temperatura. Se expresa la sensibilidad en cada caso como la variación de la altura de la columna de líquido

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por °C. Debe intentar relacionar los valores encontrados con la cantidad de mercurio presente en el bulbo del termómetro y con la sección del capilar del mismo.

4.- Propagación de errores en las operaciones matemáticas con valores experimentales Determinación de la precisión en la suma o resta de valores experimentales. Se mide un volumen de 20 mL de agua destilada con una pipeta y se trasvasa a una bureta de 50 mL previamente enrasada en cero. Luego se miden otros 20 mL de agua destilada con el vaso de precipitados de 50 mL y se trasvasa ese volumen a la misma bureta. Se anota el volumen medido. Se enrasa nuevamente la bureta en cero y se repite la operación al menos cinco veces. Los volúmenes obtenidos se promedian y se saca la desviación media. Se discuten los resultados. Determinación de la precisión en el producto de valores experimentales Se determinará la densidad de una solución de CuSO4. Para ello se coloca un volumen arbitrario de solución en un tubo de ensayo apoyado en un vaso de precipitados. Se pesa todo en una balanza analítica. Se trasvasa el volumen a una bureta previamente enrasada con solución de CuSO4 en cero. Se mide el volumen. Se pesa el tubo de ensayo vacío colocado en el vaso de precipitados nuevamente en la balanza analítica. A partir de la diferencias de masas se calcula la masa de solución. Este dato y el volumen medido en la bureta se utilizan para calcular la densidad de la solución. Se repite la operación, sin necesidad de utilizar exactamente el mismo volumen de solución, al menos cinco veces. Se calcula la densidad promedio y su desviación promedio. Se discuten los resultados. Operación de titulación Coloque en un erlenmeyer, 10 mL de la solución de H2SO4 preparada anteriormente (medir con pipeta aforada previamente enjuagada con la solución). Coloque 2 ó 3 gotas de fenolftaleína. Agregue agua destilada (aproximadamente 50 mL). Desde bureta previamente enjuagada, llena y enrasada con NaOH, se agrega gota a gota dicha solución hasta ver aparición del color rosa. El cambio de color se produce cuando se agrega la misma cantidad de equivalentes de hidróxido desde la bureta que los de ácido contenidos en el erlenmeyer. Anotar el volumen gastado y Calcule el título de la solución valorada usando el número de cifras correctas (observe el número de cifras del título de la solución de NaOH). Se realizará una discusión sobre el error cometido en el título de la solución considerando los errores relativos cometidos en cada una de las medidas involucradas en la operación. PROBLEMAS COMPLEMENTARIOS Estos problemas deben resolverse durante el TP en la medida que el trabajo experimental lo permita. 1. a) Indique el número de cifras significativas que tiene cada una de las siguientes medidas correctamente expresadas: 1,25 cm; 0,2254 mm; 1,2x104 m; 0,000005 grs; 6,02x102 kg; 1x102 torr; 5,00000x102 kg; 0,00500 m. b) Escriba las siguientes cantidades con 4 cifras significativas: 1,22457; 0,00004; 45982114; 0,0033774; 1,22x108; 4,5886x106. 2. Escriba correctamente la masa de cada uno de los siguientes cuerpos para los cuales se obtuvieron los siguientes valores (todos expresados en gramos) con una misma balanza y un mismo operador: Cuerpo 1: 22,4452; 22,4450; 22,4455; 22,4453. Cuerpo 2: 17,4590; 17,4632; 17,4213; 17,4421. Cuerpo 3: 1,345; 1,351; 1,352; 1,256; 1,360. 3. Un volumen cuyo valor aceptado es 16,42 ml, fue medido con tres instrumentos distintos. Indique y justifique cuál es más preciso y cuál es el más exacto: Inst.1: 16,55; 16,75; 16,82; 16,61; 16,44; 16,79. Inst.2: 17,05; 17,10; 17,05; 16,95; 16,10; 16,95. Inst.3: 16,41; 16,40; 16,44; 16,42; 16,40; 16,44.

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4. Se han obtenido lecturas individuales utilizando cierto instrumento que fueron expresadas del siguiente modo: 22,45 mL; 16,2 mL; 10 mL; 0,991 mL. Escriba correctamente estas medidas si en realidad el instrumento tenía una precisión igual a: a) 0,01 mL; b) 0,05 mL; c) 0,1 mL; d) 0,5mL; e) 1 mL; f) 0,005 mL; G) 0,001 mL. Idem si aquellas medidas se tratan en realidad de promedios de lecturas individuales. 5. Un termómetro modifica su altura de mercurio en 2,00 cm cuando la temperatura se modifica en 5,00 grados. ¿Cuál es la sensibilidad del termómetro? ¿Cuál es la precisión del mismo si se acepta que la menor diferencia de alturas que puede distinguirse es 0,5 mm? ¿Cuáles de las siguientes lecturas individuales (todas están correctamente expresadas) pueden haber sido realizadas con ese termómetro?: 14,564 °C; 12 °C; 10,2 °C; 10,22 °C; 9,85 °C; 16,48 °C; 13,444 °C. 6. Realice las siguientes operaciones respetando el número correcto de cifras (todas son cantidades experimentales correctamente expresadas): a) 1,25 g + 0,00789 g + 12,5667 g b) 15 x 10 g + 4,5 g + 34,57 g c) 1457,4 mg + 1,22 kg + 45,2 g + 3,888 g d) 1,288 x 0,0005/121 e) (0,34 x 25,999) + (12,88/0,007) + 0,471 + 144 f) 22 x 102 + 450 x 10 + 85,32 7. Se prepara una solución de Na2SO4 disolviendo 20,00 grs de soluto en agua destilada y llevando a volumen en un matraz de 100,0 mL. Calcule el % p/v y la M de la solución resultante con el número correcto de cifras significativas (acepte que el peso molecular tiene suficientes cifras). Repita los cálculos si se pesaron: a) 2,00 g; b) 0,20 g; c) 2,0000 g utilizando en todos los casos el mismo matraz. 8. Se titulan 10,00 mL de una solución de HNO30,224 M gastándose 1,25 mL de una solución de KOH. ¿Cuál es la M y el % p/v de esta última? 9. En un recipiente se dejan caer 0,225 mL, 10,8 mL, 2,45 mL y 100 mL. ¿Cuál es el volumen presente en el recipiente expresado correctamente? 10. En un recipiente se agregan 120,5 mL de solución de CuSO4 0,355 M, 25 mL de solución de CuSO4 1,224 % p/v y 35x10 mL de agua. Calcule el volumen total presente en el recipiente y la concentración molar de la solución. 11. Una masa de KOH es pesada varias veces en 3 balanzas arrojando los siguientes resultados: Balanza A: 0,9598 g0,9676 g0,9502 g0,9722 g. Balanza B: 0,9217 g0,9220 g0,9209 g0,9212 g. Balanza C: 0,9439 g0,9477 g0,9459 g0,9411 g. Exprese la masa en cada balanza con las cifras significativas correctas e indique y justifique cuál es más precisa. 12. La masa pesada es disuelta en agua suficiente para preparar 50 mL de solución (con precisión 0,01 mL). Luego se titulan 10,00 mL de esta solución gastándose 12,50 mL de una solución de HNO30,27000 M. Calcule la masa de KOH en los 50 mL de la solución original con cifras significativas correctas e indique cuál fue la balanza más exacta.

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Reacciones de óxido-reducción Introducción teórica Temario: Estados de oxidación. Ecuaciones con y sin transferencia de electrones. Equilibrio de

ecuaciones por el método del ion-electrón. Comprobación experimental de las propiedades redox de diversas sustancias. Determinación experimental del peso equivalente redox de una sustancia. Estequiometría de procesos redox. Ajuste de ecuaciones, Introducción teórica *Nota: Para esta sección se recomienda repasar estados de Oxidación y Reglas de asignación de números de oxidación Las reacciones en las que cambian los números de oxidación de los átomos se conocen con el nombre de reacciones de oxidación-reducción (o redox). Se dice que las especies químicas que aumentan su número de oxidación (pierden electrones) “se oxidan” y que las especies químicas que disminuyen su número de oxidación (ganan electrones) “se reducen”. Un proceso de reducción debe implicar simultáneamente un proceso equivalente de oxidación y el número de electrones ganados por una especie química, debe ser igual al número de electrones cedido por otra especie química en el mismo proceso total. Por ejemplo, la reacción de una sal de plata en la cual ésta se halla como ión monovalente (Ag+), con cinc metálico (Zn°) produce la reducción de la plata y la oxidación del cinc. Si escribimos las hemirreacciones(es decir las “medias reacciónes”): Zn° → Zn2+ + 2 e(oxidación) 2 ( Ag+ + e- → Zn° + 2 Ag+

→

Ag° )

(reducción)

Zn2+ + 2 Ag°

Es evidente que en este caso, la reacción de reducción debe producirse dos veces por cada vez que ocurra la de oxidación, para que el número de electrones ganados y cedidos en el proceso total sea el mismo. Se define como: - Oxidante, o agente oxidante a la sustancia que hace que se oxiden otras sustancias sustrayéndoles electrones. El agente oxidante se reduce, ya que contiene al elemento cuyo número de oxidación disminuye. - Reductor, o agente reductor a la sustancia que hace que otras sustancias se reduzcan proveyéndoles electrones. El agente reductor se oxida, ya que contiene al elemento cuyo número de oxidación aumenta. En la ecuación anterior, el Zno se oxida y, por lo tanto, es el agente reductor, y el catión Ag+ se reduce, siendo el agente oxidante. Método del ion-electrón Ha sido muy fácil equilibrar la reacción entre el Zn y el ion Ag+, ya que se trata de un ejemplo sencillo. En casos más complejos, como se verá inmediatamente, puede resultar difícil balancear las ecuaciones por simple inspección. Un método práctico para esta tarea es el método llamado del “ion-electrón.” Para escribir una reacción de óxido-reducción balanceada por el método del ion-electrón se debe proceder de la siguiente manera: a) Establecer cuáles son los reactivos y cuáles los productos de la reacción. Por ejemplo: el ion permanganato oxida al ion ferroso a ion férrico, en solución acuosa ácida, reduciéndose a ión manganoso: Reactivos = iones MnO4- y Fe2+; Productos = Mn2+ y Fe3+ . -

MnO4 +Fe

+2

+2

Mn y Fe

+3

b) Reconocer cuál de los reactivos actúa como oxidante (MnO4-) y cuál como reductor (Fe2+). Calcule el nro. de oxidación de los átomos de los productos y reactivos cuyo nro. de oxidación cambia. Por ejemplo: nro. de oxid. de Mn: en MnO4- = +7; en el Mn2+= +2; cambio = -5. Por ejemplo: nro. de oxid. de Fe: en Fe2+ = +2; en Fe3+= +3; cambio =+1.

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c) Comenzar a escribir las hemirreacciones de oxidación y de reducción, indicando las especies químicas que realmente intervienen en la reacción, bajo la forma que exista en mayor proporción en solución acuosa (por ejemplo escribir el ion permanganato y no permanganato de sodio o de potasio). Indique los electrones perdidos (aumento del número de oxidación) o ganados (disminución del número de oxidación) de acuerdo a lo calculado en el punto anterior. Para el ejemplo, lo escrito hasta este punto será: MnO4- + 5 e- → Mn2+ 2+ Fe → Fe3+ + ed) Completar ahora el balance de las ecuaciones, equilibrando los átomos de hidrógeno y de oxígeno. Para ello es necesario usar las especies H+ y H2O, si la reacción ocurre en medio ácido (como en nuestro ejemplo), o las especies OH- y H2O si el medio es alcalino. En nuestro ejemplo, resulta conveniente agregar H+ a los reactivos de la hemirreacción de reducción para convertir el exceso de átomos de oxigeno de los reactivos en el producto agua. Así: MnO4- + 5 e- + 8 H+ → Mn2+ + 4 H2O Fe2+ → Fe3+ + eComprobar que de esta manera han quedado equilibradas las ecuaciones en tipo y número de átomos. e) Comprobar ahora que las hemirreacciones han quedado balanceadas en carga eléctrica. Por ejemplo, la hemirreacción de reducción tiene -1-5+8=+2 cargas en la derecha y también +2 cargas en la izquierda. f) Multiplicar ambas hemirreacciones por los mínimos números posibles que hagan que el número de electrones captados en la reducción sea igual al número de electrones cedidos en la oxidación (Ejemplo: multiplicar la hemirreacción de oxidación por 5) MnO4- + 5 e- + 8 H+ → (Fe2+ →

Mn2+ + 4 H2O Fe3+ + e-) x 5

g) Sumar algebraicamente ambas hemirreacciones para obtener la ecuación iónica total MnO4- + 5 e- + 8 H+ → Mn2+ + 4 H2O 5 Fe2+ → 5 Fe3+ + 5e2+ + 2+ MnO4 +5 Fe + 8 H →Mn + 4 H2O +5 Fe3+ Ecuación iónica total Peso equivalente Redox Cuando estudiamos las reacciones ácido-base definimos el término equivalente-gramo; y afirmamos que un equivalente-gramo de cualquier ácido reacciona con un equivalente-gramo de cualquier base. En las reacciones redox se define el peso equivalente redox de una sustancia como el peso de la misma que gana o pierde (según se trate de una reducción o una oxidación), un mol de electrones. Resulta evidente, ya que balanceamos las ecuaciones de modo que el número de electrones ganados sea igual al número de electrones perdidos, que un peso equivalente redox del agente reductor reacciona con un peso equivalente redox del agente oxidante. El peso equivalente de un agente oxidante se calcula entonces dividiendo su peso molecular por el número de moles de electrones que se ganan por mol de sustancia, por ejemplo: • Cálculo del peso equivalente del permanganato de potasio cuando se reduce en medio ácido: MnO4- + 8 H+ + 5 e-

→

Mn2+ + 4 H2O

Peso equiv. del ag. oxidante: PM(KMnO4)/ 5 =

𝑔 𝑚𝑜𝑙 eq 5 mol

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𝑔

= 31,6 𝑒𝑞

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El peso equivalente de un agente reductor se calcula entonces dividiendo su peso molecular por el número de moles de electrones que se pierden por mol de sustancia (Nota: debe ponerse el peso molecular, no la masa del agente que interviene en la hemirreacción) •

Cálculo del peso equivalente del sulfito de sodio cuando se oxida en medio ácido:

SO32- + H2O

→

SO42- + 2 H+ + 2 e-

Peso equiv. del ag. reductor:Na2SO3 =

𝑔 𝑚𝑜𝑙 eq 2 mol

126

𝑔

= 63 𝑒𝑞

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Reacciones de óxido-reducción Considere que todas las sustancias están en solución acuosa y que todas las sales están disociadas en sus iones, a menos que se indique otro estado por medio de un subíndice entre paréntesis. Los subíndices generalmente utilizados son: (s) = sólido; (l) = líquido; (g) = gas; (aq) = solución acuosa. 1. Indique si las siguientes reacciones son de óxido-reducción. Para las reacciones redox indique agente oxidante y agente reductor: a) Nitrato de plata + ácido clorhídrico → cloruro de plata(s) + ácido nítrico b) Cobre(s) + ácido nítrico → Dióxido de nitrógeno(g) + nitrato de cobre(II) + agua c) Cloruro de amonio + hidróxido de calcio → amoníaco + cloruro de calcio + agua d) Ácido sulfhídrico + hidróxido de cromo(III) → sulfuro de cromo(III)(s) + agua e) Cloro + hidróxido de sodio → cloruro de sodio + hipoclorito de sodio + agua f) Carbonato de calcio(s)→ dióxido de carbono + óxido de calcio(s) g) Ácido sulfhídrico + cloro → azufre(s) + ácido clorhídrico h) Cloruro de hierro(III) + cloruro de estaño(II) → cloruro de estaño(IV) + cloruro de hierro(II) i) Sulfato de cobre(II) + cinc(s)→ sulfato de cinc + cobre(s) 2. Ajuste las siguientes ecuaciones iónicas en disolución ácida. Si es necesario pueden agregarse protones o agua (pero no oxhidrilos). Calcule el peso equivalente de los agentes oxidantes y reductores en cada una de las ecuaciones. a) Ion hierro(II) + ion permanganato → ion hierro(III) + ion manganeso(II) b) Bromo + dióxido de azufre → ion bromuro + ion sulfato c) Cobre(s) + ácido nítrico concentrado → ion cobre(II) + dióxido de nitrógeno(g) d) Dióxido de plomo(s) + ion cloruro → cloruro de plomo(II) + cloro(g) e) Agua oxigenada + ion permanganato → ion manganeso(II) + oxígeno(g) f) ion bromuro + ion dicromato → bromo + ion cromo(III) g) Cinc(s) + nitrato de plata →nitrato de cinc(II) + plata(s) h) Cobre(s) + ácido nítrico diluido →ión cobre(II) + monóxido de nitrógeno(g) i) Ioduro de potasio + agua oxigenada → iodo + agua j) Ion dicromato + ácido clorhídrico → cloruro de potasio + cloro(g) + cloruro de cromo(III) 3. Ajuste las siguientes ecuaciones iónicas en solución básica. Si es necesario agregue oxhidrilos o agua (pero no protones). Calcule el peso equivalente de los agentes oxidantes y reductores en cada una de las ecuaciones. a) Ion permanganato + ion nitrito → dióxido de manganeso(s) + ion nitrato b) Ion manganeso(II) + ion permanganato → dióxido de manganeso(s) c) Hidróxido de cromo(III) + ion hipoclorito →ion cromato + ion cloruro d) Ion permanganato + ion sulfito → dióxido de manganeso(s) + ion sulfato e) Ion hipobromito + agua oxigenada → ion bromuro + oxígeno(g) f) Ioduro de potasio + agua oxigenada → hidróxido de potasio + iodo g) Nitrato de sodio + cinc(s)→ amoníaco + ion cincato (ZnO2=) 4. Ajuste las siguientes ecuaciones moleculares: a) Ácido nítrico diluido + sulfuro de cinc(s)→ azufre + monóxido de nitrógeno(g) + nitrato de cinc + agua b) Hidróxido de manganeso(II) + agua oxigenada → dióxido de manganeso(s) + agua c) Arsénico(s) + ácido nítrico + agua → ácido arsénico + monóxido de nitrógeno d) Iodo + tiosulfato de sodio → ioduro de sodio + tetrationato de sodio 5. Ajuste las ecuaciones moleculares de las reacciones óxido-reducción del inciso 1. 6. El dicromato de potasio es un fuerte agente oxidante en medio ácido. En solución acuosa ácida oxida al sulfito de sodio a sulfato de sodio, reduciéndose a Cr(III). a) Escriba y balancee la ecuación neta. b) Calcule, para la reacción que ha escrito, los pesos equivalentes del dicromato de potasio y del sulfito

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de sodio. c) Una muestra de 50 mL de solución de dicromato de potasio reacciona exactamente con 1,5 g de sulfito de sodio. Calcule la N y M de la solución de dicromato. Calcule la masa de permanganato de potasio necesaria para preparar 250 mL de una solución 0,10 N para ser utilizada: a) como sal. b) como oxidante en medio ácido. c) como oxidante en medio alcalino. Se hacen reaccionar 100 mL de una solución acuosa de I2 con 5,8 mL de solución de tiosulfato de sodio (Na2S2O3) 0,0025 N. Sabiendo que el producto de oxidación del tiosulfato es el ion tetrationato (S4O6-2)a) Escriba la ecuación correspondiente. b) Calcule el peso equivalente del I2 y del tiosulfato de sodio. c) ¿Cuántos equivalentes gramo hay en un mol de I2 y en un mol de tiosulfato? d) Calcule la N y M de la solución de iodo. ¿Cuántos equivalentes de un agente reductor se necesitarán si se quiere reducir 0,12 mol de dicromato de potasio? ¿Qué masa de dicromato de potasio se necesitarán para oxidar 2,5 x 10-3 equivalentes gramo de Sn (II)? El oxalato de sodio, Na2C2O4 es la sal de sodio del ácido oxálico y se disocia en solución en cationes sodio y aniones oxalato (C2O42-). Balancee la siguiente reacción: KMnO4 + Na2C2O4 + H2SO4→ K2SO4 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O + CO2. a) Calcule la N y la M de una solución de KMnO4 si 20 mL de ella reaccionan exactamente con 0,268 g de Na2C2O4. b) Determine el peso de Na2C2O4 para preparar 1,2 L de solución 0,600 N del mismo. Si 25,0 mL de solución de iodo son equivalentes a 0,125 g de dicromato de potasio. ¿A qué volumen deben diluirse 1000 mL de la solución de iodo para que su concentración sea 0,06 N? Se mezclan 20 g de MnO2 de 70 % p/p con 10 mL de solución de HCl de 36 % p/p y densidad 1,18 g/mL. Calcule los gramos de Cl2formados. 0,10 g de una mezcla que contiene sulfato ferroso y sulfato férrico son disueltos en agua y titulados con permanganato de potasio 0,0040 M. La titulación requiere 15,8 mL de dicha solución. ¿Qué porcentaje p/p de la mezcla era sulfato ferroso? Se hacen reaccionar 0,203 g de dicromato de potasio con solución de ioduro de potasio en exceso. El iodo formado en la reacción anterior se titula con solución de tiosulfato de sodio, gastándose 5,0 mL de esta solución. ¿Cuál es la molaridad del tiosulfato? Se calientan 0,4125 g de una muestra de pirolusita (mineral que contiene principalmente MnO 2) con 10 mL de cierto agente reductor 1,0 N en medio ácido (H2SO4). El MnO2 contenido en la pirolusita se reduce a Mn(II) mientras el agente reductor se oxida a CO2. El agente reductor que queda en exceso se titula, oxidándolo también a CO2, con permanganato de potasio 0,10 N. En esta última titulación se gastan 27,5 mL. Calcule el % p/p de MnO2 en la muestra de pirolusita. ¿Qué volumen de H2S 0,21 M reaccionará con 10 mL de solución de HNO3 65 % p/p y densidad 1,39 g/cm3. Los productos de reacción son S y NO2. b) ¿Cuántos gramos y equivalentes gramo de azufre se formarán?

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Reacciones de óxido-reducción TRABAJO PRÁCTICO Objetivos: Realizar e interpretar reacciones químicas, en particular, las de óxido reducción. Analizar el comportamiento de las sustancias en procesos redox y extrapolar dicho comportamiento a otras reacciones.

Parte experimental Materiales y drogas a utilizar Material a emplear: tubos de ensayo, gradilla, pipetas, buretas, erlenmeyers, mechero, pipeta doble aforo, embudos. Drogas: Zn, Cu, Sal de Mohr, Na2SO3. Soluciones de: AgNO30.1 M, NaOH 5 M, CuSO40.5 M, HCl 6 M, HNO3(c) , HNO3 10 %, KMnO40.1 M, IK 1 %, H2SO4 1:10, K2Cr2O7 5 %, H2O2 50 %, almidón, Reactivo de Nessler, H3PO4 y CCl4. Reacciones a realizar 1.- De desplazamiento de metales: En tubos de ensayo efectuar las siguientes reacciones (el subíndice (c) significa concentrado y el (d), “diluido): a Zn + AgNO3 (aq) f Cu + AgNO3(aq) b Zn + CuSO4 (aq) g Cu + ZnSO4(aq) c Zn + HCl(aq) h Cu + HCl(aq) d Zn + HNO3(c) i Cu + HNO3(c) e Zn + HNO3(d) j Cu + HNO3(d) Para ello debe colocar una pequeña cantidad de Zn y Cu en tubos de ensayos y agregarles las soluciones indicadas. Observar los cambios que se producen. Escribir las ecuaciones que interpretan las reacciones y equilibrarlas por el método del ion electrón. Ordenar los elementos Zn, Cu, H2 y Ag por su tendencia a oxidarse. Observar las diferencias de comportamiento entre el ácido nítrico y el clorhídrico. 2.- Reducción de dicromato de potasio. a. Colocar en un tubo de ensayo 1-2 mL de solución de K2Cr2O7 5 %, agregar 1 mL de H2SO4 1:10 y añadir una pizca de Na2SO3 hasta cambio de coloración. Interpretar con ecuaciones. Como el Na2SO3 es incoloro y su producto también, los cambios de color que se observen se deberán a la hemirreacción del K2Cr2O7. b. Colocar en un tubo de ensayo 1 a 2 mL de IK 1 %, agregar 1-2 mL H2SO4 1:10 y añadir gota a gota solución de K2Cr2O7 5 %. Interpretar con la ecuación correspondiente. Dado que el producto de oxidación del IK es mucho más coloreado que el producto de reducción del dicromato en esta experiencia se podrá observar la hemirreacción de oxidación. 3.- Reacciones del agua oxigenada. a. Como agente reductor en medio ácido: En un tubo de ensayo colocar 1 mL de KMnO4, diluirlo con un poco de agua destilada, agregar gotas de H2SO4 1:10 y H2O2. Interpretar con ecuaciones. b. Como agente reductor en medio alcalino: Repetir la experiencia anterior pero agregando gotas de NaOH en lugar de H2SO4. Interpretar con ecuaciones. c. Como agente oxidante en medio ácido: En un tubo de ensayo colocar 1-2 mL de IK 1 %, gotas de H2SO4 1:10 y H2O2. Luego agregar 1-2 mL de CCl4. Interpretar con ecuaciones. El agregado de CCl4 se realiza para visualizar mejor el producto, ya que éste es más soluble en fase orgánica. 4.- Comprobación del peso equivalente de una sal ferrosa: En el siguiente experimento se titulará una sal ferrosa con KMnO4 en medio ácido. En estas condiciones, el ion ferroso de la sal es oxidado a ión férrico por el permanganato. Escriba las hemirreacciones correspondientes. El objetivo de la actividad será determinar el peso equivalente de la sal utilizada. Procedimiento experimental: Se dispondrá de una solución de sal ferrosa preparada en el momento por los docentes (0,45 g de sal ferrosa en 100,00 mL). Tomar 10,00 mL de la solución preparada, colocarlos en un

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erlenmeyer. Titular con solución de KMnO4 0,01 M hasta ligera coloración de la solución del erlenmeyer. Anotar el volumen gastado y Calcule la concentración de la sal. Con este dato y sabiendo cuántos gramos se pesaron y en qué volumen se disolvieron, Calcule el peso equivalente de la sal en el proceso redox. Comparar con el peso equivalente de la misma como sal. La reacción que tiene lugar en el Erlenmeyer es la siguiente: MnO4- + 5 e- + 8 H+ → Mn2+ + 4 H2O 2+ 5 Fe → 5 Fe3+ + 5eMnO4-+5 Fe2++ 8 H+ →Mn2+ + 4 H2O +5 Fe3+Ecuación iónica total Note que éste es un procedimiento general para determinar el peso equivalente de cualquier sal ferrosa aunque no se conozca su fórmula. PROBLEMAS COMPLEMENTARIOS Estos problemas deben resolverse durante el trabajo práctico en la medida que el trabajo experimental lo permita. 1. Comparando la acción del HNO3 diluido sobre el Zn y sobre el Cu, ¿cuál de estos metales resulta mejor agente reductor? 2. ¿Cuáles de las siguientes sustancias servirían para probar el poder reductor del sulfito? Cr2O72-, Fe2+, Ag, MnO4-, S2-. ¿Cuáles podrían probar su poder oxidante? 3. ¿Cómo puede explicarse que el cobre no reaccione con el HCl pero sí con el HNO3? 4. En base a las reacciones vistas en el laboratorio, prediga que ocurrirá al enfrentar: Ag y HCl; ZnSO4 y Cu; H2 y CuSO4; H2 y ZnSO4 5. En base a las reacciones vistas en el laboratorio, ordene en forma creciente de tendencia a oxidarse a las siguientes especies: Ag, Cu, Zn, H2. Realice lo mismo con la tendencia a reducirse de las especies asociadas a cada una de aquellas. 6. Sabiendo que el Sn no es oxidado por el NiCl2 mientras que el Sn es oxidado por el HCl, trate de completar (si es que ocurren) los siguientes procesos: a) Ni + HCl → b) SnCl2 + Ni → c) H2 + SnCl2→ d) H2 + NiCl2→ 7. Se sabe que la tendencia a reducirse de ciertos iones es la siguiente: Ag+> Cu2+> Pb2+> Fe2+> Zn2+ . En base a ello, deduzca si ocurrirán o no las siguientes reacciones (en el caso de que ocurran, complételas): a) Fe + CuSO4 AgNO3 + Fe ZnSO4 + Ag b) Ag + CuSO4 Pb + CuSO4 FeSO4 + Pb c) Zn + Pb(NO3)2 FeSO4 + Cu Zn + AgNO3 8. En base a las siguientes ecuaciones, ordene las especies que correspondan en orden creciente de poder oxidante. En forma similar, ordene aquellas especies posibles en orden creciente de poder reductor.

9.

a) Y + X2+ → no reaccionan b) Z3+ + Y → Z2+ + Y2+ + c) W + X → X2+ + W d) W + Y2+ → no reaccionan 2+ + e) Z + W → no reaccionan En el laboratorio se realizaron las siguientes reacciones: a) A2+ + B+→ B + A3+ b) A2+ + C2+→ no reaccionan c) A + C2+→ C + A2+

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En base a esta información, complete si es que ocurren las siguientes ecuaciones (distinga los dos pares redox: A/A2+ y A2+/A3+): d) A3+ + A → 2+ e) B + C → f) A + C → g) A3+ + C → h) B+ + A3+→ 10. Para poder determinar el peso equivalente de una sal reductora del mismo modo en que operó en la práctica, es imprescindible conocer, entre otras cosas (indique si es F o V y justifique adecuadamente): a) fórmula de la sal b) equivalentes de la sal reaccionantes c) equivalentes del agente oxidante reaccionantes d) volumen de solución de la sal que fue titulada e) masa de la sal utilizada para preparar la solución f) volumen que se preparó de la solución de agente oxidante g) fórmula del agente oxidante y producto de su reducción 11. 0,2530 g de una sal que contiene estaño son utilizadas para preparar 250,0 mL de solución acuosa en medio ácido. Luego 20,00 mL de la misma son titulados gastándose 15,75 mL de solución de K2Cr2O7 0,05830 % p/v. ¿Cuál de las siguientes sales fue la utilizada para preparar la solución? Sn3(PO4)2, SnCl2.2H2O, SnCl4, SnSO4, SnCl2, Sn(NO3)2, Sn(SO4)2. Calcule los pesos equivalentes de todas las sales teniendo en cuenta el comportamiento redox del estaño. 12. Para calcular el peso equivalente de un agente oxidante se preparan 150,0 mL de una solución disolviendo 0,8774 g de la sustancia. Luego a 10,00 mL de aquella solución se le agregan 10,00 mL de cierto agente reductor 0,1500 N quedando éste en exceso. Finalmente, se titula dicho exceso con 12,50 mL de una solución de KMnO4 0,007333 M en medio ácido. Calcule el peso equivalente del primer agente oxidante.

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Comportamiento de los gases TRABAJO PRÁCTICO( ) Conceptos previos Naturaleza de los gases. Presión de un gas. Barómetro. Unidades de presión. Error absoluto, relativo y porcentual. Objetivos Reconocer las variables que afectan el estado de un gas y establecer las relaciones existentes entre ellas. Experiencia 1 Se determinarán la presión y el volumen de gas contenido en la rama cerrada del equipo mostrado en el Esquema 1

Procedimiento: Fijar las posiciones de las ramas del equipo. Medir la longitud de la columna de gas en la rama cerrada (L) y medir desde la mesada (nivel de referencia) las alturas de las columnas de mercurio de la rama abierta (hA) y cerrada (hC), usando una regla. Calcular la diferencia de las alturas de las ramas h. Desplazar las ramas y realizar nuevamente las medidas descriptas. Repetir la operación por lo menos otras ocho veces. Medir la temperatura ambiente antes y después de la experiencia. Cálculo del volumen (V) del gas contenido en la cámara cilíndrica de la rama cerrada a partir de la longitud (L) y del radio del cilindro (r): V = ( x r2) x L Cálculo de la presión (PGAS) a la que se encuentra el gas contenido en la cámara cilíndrica de la rama cerrada. Por tratarse de un líquido en reposo, la presión ejercida en (1) es igual a la presión en (2), ya que ambos están al mismo nivel. En (1) la presión es igual a la presión ejercida por el gas en el interior de la rama cerrada. En (2) la presión es la suma de la presión atmosférica(Patm) más la presión ejercida por la columna de mercurio(h). Igualando las presiones de los puntos (1) y (2) se obtiene la siguiente expresión: P1 = P 2 PGAS = Patm + Pcolumnah

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Nota: si el nivel de la rama abierta es menor que el nivel de la rama cerrada, la expresión resultante de igualar las presiones de los puntos 1 y 2 (al mismo nivel) es PGAS + Pcolumnah = Patm Medición de la presión atmosférica: Se utiliza un Barómetro de Fortín. • Confeccionar una tabla con valores L, hA, hC, h, V, P, PV, PV2. • Graficar en papel milimetrado, P vs. V, PV vs. V y PV2 vs. V Experiencia 2 Se determinarán la presión y la temperatura de gas contenido en la rama cerrada del equipo mostrado en el esquema, manteniendo el volumen constante:

Procedimiento: Sumergir la ampolla en un baño de agua. Establecida una temperatura del baño, mover la rama libre del manómetro de mercurio hasta que el nivel de la rama fija llegue a la marca establecida en la rama cerrada (que indica el volumen que se desea mantener durante toda la experiencia). Tomar el valor de la temperatura del baño (t) con un termómetro y las alturas de las columnas de mercurio de la rama abierta (hA) y cerrada (hC) para dicha temperatura usando una regla y calcular h. Calcule la presión del gas para esa situación de forma similar a la experiencia anterior. Incrementar la temperatura del baño empleando un mechero. Medir valores experimentales desde temperatura inicial del baño (ambiente) con incrementos sucesivos cada 5-10 °C aproximadamente, siempre manteniendo el volumen constante para cada nueva situación de temperatura. • Construir una tabla con los valores de t, hA, hC, h, P • Graficar en papel milimetrado, P vs. t (ºC).

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Experiencia 3 Se observará la formación de un sólido al encontrarse y reaccionar dos sustancias gaseosas, en el equipo mostrado en el esquema:

NH3

HCl

Procedimiento: En uno de los extremos del tubo colocar un tapón cuya parte interna tiene un soporte con un hisopo embebido en solución acuosa concentrada de amoníaco y, al mismo tiempo pero en el otro extremo, colocar un tapón similar con un hisopo embebido en solución acuosa concentrada de ácido clorhídrico. Notar el desprendimiento de NH3 y HCl gaseosos a partir de las soluciones. Observar la formación de un anillo tenue, sobre la parte interna del tubo de vidrio, correspondiente a la formación de NH 4Cl sólido. Marcar sobre el vidrio la posición inicial del anillo una vez observado. • •

Medir las distancias desde los extremos de los hisopos hasta el anillo. Relacionar estas distancias con los pesos moleculares de los reactivos.

Barómetro de Fortín Consta de un tubo de vidrio (c), de 1 m de longitud, con un diámetro interior de 10 a 20 mm, cuyo extremo inferior se encuentra sumergido en una cubeta (e) que al igual que el tubo contiene Hg. (similar a la experiencia de Torricelli). La cubeta está formada por un cilindro de vidrio de 4 a 5 cm de diámetro cerrada en su parte superior por un disco no metálico (b) por cuyo centro pasa el tubo de vidrio. Una punta de marfil (d) marca el cero de la escala. El fondo de la cubeta es móvil por medio de un tornillo (f), lo que permite hacer coincidir el cero de la escala con el nivel de mercurio en la cubeta. El tubo de vidrio y la cubeta se hallan protegidos por una vaina metálica (a) que en su parte superior posee ventanas longitudinales que permiten leer el nivel de Hg dentro de la columna; en el borde de la ventana se halla grabada la escala (g) en milímetros y junto a esta escala se desplaza un vernier (h) cuya aproximación es de 0.1mm. Junto a la columna de metal se coloca un termómetro que permite conocer la temperatura cuando se mide la presión (no se incluyó en el esquema). Este instrumento se utilizará para medir la presión atmosférica en todos los trabajos prácticos que lo requieran.

c

h g

a d

Información de seguridad Si bien los tiempos de exposición y las concentraciones alcanzadas en el laboratorio no comprometen la seguridad de los alumnos, se encuentran a disposición en la Cátedra las Fichas de Seguridad para conocer los potenciales riesgos de las sustancias que se utilizan.

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Comportamiento de los gases Temario: Ley de Boyle-Mariotte. Ley de Charles - Gay Lussac. Ley de Avogadro. Ley de Graham. Gas ideal. Densidad de gases. Ley de Dalton.

1. Una fuerza de 600 N actúa sobre una superficie rectangular de 1m x 3m. ¿Cuál es la presión ejercida en: pascales (N/m2), bares (1 bar equivale a 105pascales) y Kg/m2? 2. Calcule la presión ejercida por una columna de agua de 8m de altura. Dar el resultado en pascales, mm de Hg, atm y kg/m2. 3. Calcule la presión que ejerce cada uno de los siguientes cilindros sobre la superficie en que están apoyados: a) de mercurio, de 2 cm de diámetro y 10 cm de alto. b) de mercurio, de 2,8 cm de diámetro y 10 cm de alto. c) de agua, de 2 cm de diámetro y 10 cm de alto. d) de agua, de 2 cm de diámetro y 136 cm de alto. La densidad del mercurio es 13,6 g cm-3 y la del agua 0,9999 g cm-3a la temperatura de trabajo. Comparar los resultados obtenidos. 4. ¿Por qué en el trabajo práctico trabaja con mercurio en lugar de algún otro líquido? 5. A partir de la experiencia de Boyle-Mariotte surge la relación inversamente proporcional entre P y V; ¿de qué modo podría comprobar que la relación es PV = cte y no PV2 = cte? 6. ¿Cómo se garantiza de mantener el número de moles constante y la temperatura constante en el experimento de B-M? 7. En una experiencia de Boyle se tiene un bulbo de 0,5 cm de diámetro. Cuando la diferencia de alturas entre las ramas es 6 cm (siendo mayor el nivel de mercurio en la rama abierta a la atmósfera) y la presión externa es 760 torr, la longitud del bulbo en el cual está contenido el gas es de 15 cm. ¿Cuál será el volumen ocupado por el gas cuando la diferencia de alturas se incremente a 13 cm? 8. ¿Cómo se garantiza de mantener el número de moles constante y el volumen constante en el experimento de C-GL? 9. ¿Qué ventajas tiene utilizar la escala absoluta respecto de la centígrada? 10. ¿Cómo debería dejar el equipo de C-GL si previamente las medidas fueron realizadas desde una muy baja temperatura hasta la temperatura final? 11. En una experiencia de Gay Lussac se encuentra una diferencia de 10 cm entre las alturas de las ramas (siendo inferior la altura de mercurio en la rama conectada al bulbo de gas) cuando la temperatura es 40 °C. Si la presión externa es 755 torr, ¿cuál es la presión del gas? ¿a qué temperatura se igualarán los niveles de mercurio en las dos ramas? 12. Si el gas en el caso anterior es aire con un 80 % en moles de N2 y el resto en O2, calcule la presión parcial de cada gas a 40 °C y a la nueva temperatura. 13. Si la masa de aire contenida en el bulbo anterior es 0,25 g, Calcule la masa de cada gas y el volumen del bulbo. 14. Un recipiente de 2 L contiene N2 a 250 torr, mientras que otro recipiente de 5 L contiene O2 a 400 torr. Si se conectan ambos recipientes, ¿cuál es la presión final del sistema? 15. Un recipiente se cierra a presión atmosférica (760 torr) y a 10 °C. Luego es calentado hasta 100 °C. ¿Cuál es la presión dentro del recipiente? ¿Cuál habría sido si el recipiente estuviera abierto durante el calentamiento? ¿Qué proporción de las moléculas iniciales habrían quedado en el recipiente en uno y en otro caso? 16. El N2 tarda 4 minutos en recorrer 10 cm, ¿cuánto tiempo tardaría el CO2 en hacer el mismo recorrido? 17. Dos gases (A y B) se hacen difundir desde los extremos de un tubo de 25 cm. Los gases se encuentran a 10 cm del extremo en donde se colocó B. Si A tiene un peso molecular igual a 16. ¿Cuál es el peso molecular de B? 18. Encontrar la ecuación general de los gases a partir de la expansión isotérmica de un mol de un gas que cumple las leyes de los gases inicialmente en las condiciones P, V, T hasta P0, V’, T, seguida de la compresión isobárica hasta P0, V0, T0. Teniendo en cuenta que el volumen específico se define como el volumen que ocupa una masa de 1g de gas a una temperatura y presión dadas, extender el resultado a n moles. 19. Calcule la constante R de los gases a partir del valor del volumen molar en condiciones normales de temperatura y presión (CNTP = 273,16 K y 1 atm).

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Densidad de gases TRABAJO PRÁCTICO (

)

Conceptos previos Leyes de los gases. Definición de densidad. Objetivos Determinar la densidad del CO2 a temperatura ambiente y presión atmosférica. Comparar el valor obtenido en la experiencia con el valor tabulado CNTP (Condiciones Normales de Temperatura y Presión, 273 K y 1 atm) suponiendo que el gas se comporta como un gas ideal. Materiales a emplear • Ampolla de Regnault: Es una ampolla de vidrio de aproximadamente 500 cm3 de capacidad. Posee dos aberturas cerradas por llaves de vidrio esmerilado diseñadas para evitar pérdidas de gas. Los tubos de salida de las llaves de vidrio son adecuados para conectarlos a una bomba de vacío. • Sistema de vacío: Se usa una bomba rotatoria de aceite, un tren de vacío y un manómetro. • Aparato de Kipp (ver esquema): Se usa para producir CO2 a partir de la reacción entre CaCO3 y HCl. CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O

El recipiente superior y el tubo cónico conectado al mismo se retiran y se colocan piedras de mármol (CaCO3) en el recipiente intermedio. Se vuelve a colocar el recipiente superior y se agrega a éste la solución de HCl. La solución baja por el tubo cónico, llena el recipiente inferior y asciende hasta el recipiente intermedio, donde reacciona con el CaCO3, formándose CO2(g). Estando la llave de vidrio de

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salida cerrada, el gas se acumula en el recipiente intermedio y, al aumentar la presión de gas debido a la formación de CO2, la solución de HCl pasa del recipiente intermedio hacia el inferior y sube por el tubo cónico hasta el recipiente superior. La reacción se detiene cuando el HCl deja de estar en contacto con el CaCO3 y la presión hidrostática de la columna de solución de HCl equilibra la presión de CO 2. Si se abre la llave de vidrio el CO2 fluye hacia el tren secador (ver más abajo), y la presión en el recipiente intermedio disminuye, el HCl sube nuevamente al recipiente intermedio y se forma más CO2. Este sistema regula automáticamente la producción de CO2, entregándolo a una presión levemente superior a la atmosférica. El CO2 generado se hace pasa por un tren purificador y desecador que consta de tres frascos que se colocan en serie entre la salida del Kipp y la ampolla con el fin de purificar el CO 2. El primer frasco contiene agua y sirve para eliminar el HCl que pueda arrastrar la corriente de CO2, debido a la alta solubilidad del HCl en agua. El segundo frasco contiene H2SO4 concentrado y sirve para eliminar el agua por su poder deshidratante. El tercer frasco contiene gel de sílice, un agente desecante que permite eliminar los últimos restos de humedad del gas.

Procedimiento

Se hace vacío en las ampollas completamente limpias y secas, utilizando la bomba de vacío. Rápidamente se pesa la ampolla, obteniendo el valor m0 (masa de la ampolla vacía). Se llena luego la ampolla con CO2. Para ello: a) Se deja funcionar el Kipp durante un tiempo con la llave de salida abierta a fin de desplazar del sistema el aire con la corriente de CO2. b) Se cierra entonces la llave de salida del Kipp y se conecta la ampolla vacía por medio de una de sus llaves de vidrio a la salida del tren desecador. Se abre la llave de salida del Kipp y luego, lentamente la llave de vidrio de la ampolla. El CO2 contenido en el tren de purificación y en el Kipp comienza a entrar en la ampolla y el nivel de la solución de HCl en el recipiente intermedio del Kipp asciende. En cuanto haya contacto entre la solución de HCl y el CaCO3, se abre la otra llave de la ampolla, permitiendo la circulación del CO2 durante unos 10 a 15 minutos. Transcurrido ese tiempo se cierran rápidamente las llaves de vidrio, primero la llave de la ampolla que comunica a ésta con la atmósfera, luego la que la conecta al Kipp y, por último, la llave del Kipp. De esta forma conseguimos que la presión dentro de la ampolla sea un poco mayor que la atmosférica. A continuación se da un rápido giro de 180o a una de las llaves de la ampolla. De este modo se equilibra la presión interna de la ampolla con la atmosférica, permitiendo la salida del exceso de CO2. A continuación se pesa la ampolla obteniendo el valor m1 (masa de la ampolla + masa de CO2). Posteriormente se llena la ampolla con agua destilada (hervida para eliminar los gases que pudiera tener disueltos, y enfriada a temperatura ambiente) y se vuelve a pesar. Obtenemos así m2 (masa de la ampolla + masa de agua). Datos experimentales masa de la ampolla vacía (m0) masa de la ampolla con CO2 (m1) masa de la ampolla con H2O (m2) temperatura ambiente (Tamb) temperatura del agua (Tagua) presión atmosférica (Patm) Datos complementarios Densidad del H2O a la temperatura de trabajo, de tablas. • •

Calcule el volumen de gas (Vgas) usando la masa de agua (magua) y la densidad del agua (agua) a la temperatura de trabajo: Vgas = Vampolla = Vagua = magua / agua y magua = m2 – m0 Calculela densidad del gas () a la presión atmosférica y la temperatura ambiente con la masa de gas (mgas) y el volumen de gas (Vgas):  = mgas / Vgas y mgas = m1 - mo

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•

Llevar la densidad obtenida a CNTP usando la ecuación del gas ideal: 𝑃𝑉 𝑃𝑜𝑉𝑜 = 𝑇 𝑇𝑜 y como V = mgas /  y V0 = mgas / 0 𝑃 𝑃𝑜 = 𝑇 𝑇𝑜o De donde se puede despejar la densidad del gas en CNTP (1 atm, 273 K)

•

Calcule los errores absoluto y relativo cometidos en la experiencia, comparando con datos tabulados.

Información de seguridad Abrir las llaves o robinetes lentamente, recordando que se trabaja con importantes diferencias de presión. PREGUNTAS RELACIONADAS CON EL TP 1. ¿Cómo puede decidir si existe aire residual en la ampolla durante el proceso de vacío? 2. ¿Qué diferencia hay entre el manómetro conectado al tren de vacío y los manómetros usados en las leyes de los gases?¿Por qué la columna de Hg del manómetro no tiene 76 cm de altura? 3. ¿Por qué usa agua destilada hervida y fría para determinar el volumen de la ampolla? 4. ¿Por qué se determina primero la masa de CO2 y luego la de agua? ¿Qué error se cometería si procediera al revés? 5. ¿Por qué no debe tocarse la ampolla luego de pesarla vacía y antes de pesarla con CO2? ¿Por qué no se tiene la misma precaución antes de pesarla con agua? 6. ¿Cómo verifica si su ampolla “pierde” vacío? 7. ¿Qué ventajas tiene el uso del Kipp? Describa su funcionamiento. 8. ¿Cuál es la presión del dióxido de carbono dentro del Kipp cuando está cerrado? 9. Es usual que la masa de la ampolla vacía y con gas se determine en una balanza de mayor precisión que la de la masa de la ampolla más agua. ¿Por qué se usan dos balanzas de diferente precisión? Analice el error que provocan cada medida en la densidad calculada. 10. ¿Por qué al conectar la ampolla con el Kipp inicialmente el burbujeo en los frascos del tren lavador es violento para luego volverse más suave y finalmente prácticamente anularse hasta que se abre la llave extra a la atmósfera? 11. ¿Por qué debe equilibrar presiones dentro de la ampolla? ¿Existe alguna alternativa? 12. ¿Por qué la presión del gas debe ser la atmosférica? ¿Qué error se cometería si se conectara la ampolla a un manómetro? 13. ¿Qué ocurre si el tren lavador no contiene agua? ¿Qué tipo de error (por exceso o por defecto) cometería en la densidad? ¿Y si no contiene H2SO4 o sílica gel? 14. ¿Qué ocurre si a través del tren lavador se introduce vapor de agua en la ampolla? 15. ¿Qué tipo de errores cometería en la determinación de la densidad del dióxido de carbonosi al realizar vacío queda cierta cantidad de aire que luego es desplazado por el dióxido de carbono? 16. Ídem si luego el aire no es desplazado por el dióxido de carbono. Compare el error con el caso anterior. 17. Ídem si no realiza el balance de presiones antes de pesar la ampolla con gas. 18. Ídem si no se llena completamente con agua la ampolla. 19. Ídem si se llena con agua común en lugar de agua destilada y se utiliza la densidad de esta última en los cálculos. 20. Ídem si quedan muchas burbujas en la ampolla cuando se llena con agua. 21. Ídem si la temperatura subió durante el llenado sin que usted lo notara.

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PROBLEMAS DENSIDAD DE GASES 22. ¿Qué masa de carbonato de calcio del 70 % de pureza y qué volumen de solución de HCl 10 % p/p y densidad 1,07 g/mL serán necesarios para llenar una ampolla de Regnault de 800 mL en condiciones normales? Repita los cálculos si se pierde un 25 % del gas en el tren lavador. 23. ¿Qué masa de aire (80 % en moles de N2 y el resto en O2) quedará en una ampolla de Regnault (de 500 mL de capacidad) cuando se hace vacío a 25 C si la presión es 1,5 cm de mercurio? 24. ¿Cuál será la masa contenida en una ampolla de Regnault de 500 mL a 25 C y 760 torr si se llena sólo con CO2? ¿y si se llena con un 90 % en moles de CO2 y el resto de vapor de agua? Repita el último cálculo si el resto es aire con 80 % en moles de N2 y el resto de O2. 25. Calcule el PMR de un gas cuya densidad es 0,67 g/L a 22 C y 765 torr. 26. Calcule la densidad de un gas en CNTP si el valor es 1,76 g/L a 30 C y 750 torr. 27. En una experiencia similar a la del T.P. se obtuvieron los siguientes datos: Patm=729,6 torr, t=25,0 ºC masa de la ampolla vacía=162,354 g masa de la ampolla con gas=163,071 g masa de la ampolla con agua=661,754 g densidad del agua a la temperatura del trabajo=0,9988 g/mL Calcule el peso molecular del gas con el que se llenó la ampolla.

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Determinación de pesos moleculares por el método de Víctor Meyer TRABAJO PRÁCTICO( ) Conceptos previos Leyes de los gases. Composición centesimal, fórmula mínima y fórmula molecular Objetivos Hallar la fórmula molecular de un compuesto a partir de la determinación de su peso molecular y su composición química (por análisis químico). Aplicar las leyes de los gases. Usar datos tabulados y experimentales, analizando su efecto en la expresión del resultado final. Consideraciones teóricas Partiendo de la ecuación general del gas ideal y reemplazando el número de moles de gas (n) por la relación entre la masa del gas (m) y su peso molecular (M), se obtiene:

PV = n RT =

m RT M

De esta expresión podemos despejar el peso molecular relativo del gas:

M =m

RT PV

Esta es la fórmula que se utilizará en el TP. El análisis elemental cuantitativo de una sustancia puede determinarse a través de la composición centesimal de la sustancia y con ella, puede determinarse la fórmula mínima. Luego, el peso molecular determinado por el método de Víctor Meyer, puede usarse para calcular la fórmula molecular. El método de Víctor Meyer se utiliza para muestras que a temperatura ambiente son líquidas o sólidas y pasan al estado gaseoso a la temperatura a la cual se encuentra el tubo de vaporización. No es aplicable a sustancias que se descomponen al calentarse. El método se basa en la Ley de Avogadro, según la cual, al vaporizarse la muestra en el tubo de vaporización, ésta desaloja un volumen de aire que contiene el mismo número de moléculas que la muestra. Cuando el aire desalojado llega a la campana para gases se encuentra a una temperatura menor que la que existe en el tubo de vaporización. Se hace la suposición entonces de que su volumen disminuye en la misma proporción que disminuiría el volumen de la muestra si ésta pudiera existir como gas a esa temperatura y se comportara como un gas ideal. La suposición del cumplimiento de las leyes de los gases es una de las mayores fuentes de error del método. Debido a esto y a los errores experimentales, el método permite obtener experimentalmente un peso molecular con un error del 5 al 10 %. Sin embargo, debido a que el dato experimental del peso molecular se utiliza para calcular el número de veces que la fórmula mínima está contenida en la fórmula molecular y ese número debe ser entero, es posible corregir el peso molecular para obtener el correcto.

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Equipo y procedimiento operativo El equipo consta de un tubo de vaporización A, contenido dentro de una camisa. El líquido calefactor contenido en el fondo de la camisa es calentado por el mechero y sus vapores mantienen a temperatura constante todo el tubo calefactor. El punto de ebullición del líquido calefactor (en nuestro caso, agua líquida) debe ser superior en 20-30 ºC al punto de ebullición de la sustancia problema para asegurar la vaporización completa de la misma. El refrigerante D condensa los vapores y retorna el líquido calefactor al interior de la camisa (reflujo). La campana para gases E sirve para recoger el aire desplazado por la sustancia problema y se prepara llenando la probeta con agua e invirtiéndola sobre el cristalizador. Lo primero que debe hacerse es llevar a régimen el aparato. Para ello se enciende el mechero y se hace circular agua por el refrigerante sin colocar el tapón F. El aire del tubo de vaporización se expande hasta que la temperatura alcanza un valor uniforme en todo el tubo, lo cual se puede verificar mediante un retorno constante de vapor condensado desde el refrigerante, o bien observando que no haya burbujeo del tubo de desprendimiento sumergido en el cristalizador con agua. En estas condiciones el equipo debe permanecer un mínimo de 15 minutos. Este detalle es de fundamental importancia para el éxito de la experiencia. Dado que, durante la puesta en régimen del equipo, el aire que contiene el tubo de vaporización se expande, es importante que el tubo de desprendimiento G no esté ya colocado en la probeta invertida de la campana para gases. Mientras el aparato alcanza una temperatura constante se introduce un tubo flexible hasta el fondo del tubo de vaporización y se insufla aire para arrastrar vapor de agua o restos de muestra que puedan haber quedado de experiencias anteriores. Si esta operación no se realiza durante al menos 15 minutos puede ocurrir que, al realizar el experimento, en lugar de desplazar aire se desplazaran esos vapores, los cuales al llegar a la campana para gases condensarían, obteniéndose en la campana un volumen menor al que corresponde (recordar que la muestra es líquida a temperatura ambiente). En el diseño del equipo se tuvo en cuenta que el tubo de vaporización fuera largo para evitar que, aún con un buen insuflado, parte de la muestra evaporada llegara a la campana. Una vez que el equipo está en régimen y que se terminó con el proceso de purgado se introduce el tubo de desprendimiento en la campana para gases. Se pesa la ampolla vacía y tapada, colocada sobre un soporte. Se introduce el líquido a medir y se pesa nuevamente. Consultar con el ayudante la cantidad de líquido a pesar. La masa de muestra que se pesa debe ser la adecuada para que el aire desplazado no sobrepase ni la capacidad de la campana, ni la del tubo de vaporización. Tampoco debe ser muy pequeña, ya que entonces la lectura del volumen de gas tendría mayor error. Una vez pesado el líquido, la ampolla debe utilizarse inmediatamente. Para ello se afloja levemente la tapa de la ampolla, se introduce en el tubo de vaporización y se tapa éste rápidamente. Debe mantenerse el tapón del tubo de vaporización ajustado para evitar pérdidas. Antes de poner la ampolla en el tubo de vaporización la presión del equipo es igual a la atmosférica. Cuando la ampolla cae al fondo del tubo de vaporización, el líquido se vaporiza rápidamente, destapando la ampolla. La presión en el tubo aumenta, lo que provoca el desplazamiento del aire que contenía el tubo de vaporización hacia la campana de gases hasta que la presión dentro del tubo vuelve a ser igual a la atmosférica. Por esa razón, al finalizar la experiencia se puede retirar el tapón de goma sin que se produzca ninguna modificación. Recién en este momento se puede apagar el mechero, ya que de hacerlo antes podría reabsorberse agua hacia el equipo. Se efectúan las lecturas de volumen de aire, temperatura ambiente y altura de la columna de agua en la campana para gases. Se mide la presión atmosférica en el barómetro de Fortin.

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Datos experimentales - masa de la ampolla vacía (m1) - masa de la ampolla con la muestra problema (m2) - volumen de aire recogido en la campana (V) - temperatura del aire en la campana (t) - presión atmosférica (Patm) - altura de la columna de agua (h) en centímetros de agua.

2

1 1 2

Cálculo de la presión del gas en la campana Por tratarse de un líquido en reposo la presión ejercida en (1) es igual a la presión ejercida en (2), ya que ambos están al mismo nivel. En (1) la presión es la atmosférica (Patm). En (2) la presión es la suma de la presión del aire dentro de la campana (P) más la presión del vapor de agua a esa temperatura (Pv) más la presión que ejerce la columna de agua (Ph). De esta expresión se despeja el valor de P. Patm = P + Pv + Ph Datos complementarios - presión de vapor de agua a la temperatura de la campana para gases (Pv), obtenida de tablas. - composición centesimal de la muestra. - valor de la constante R • Calcule el peso molecular usando la presión del aire dentro de la campana (P), temperatura del aire en la campana (T), volumen de aire recogido en la campana (V) y la masa de muestra problema m. • Determinar la fórmula mínima a partir de la composición centesimal proporcionada. • Obtener la fórmula molecular correcta. • Calcule los errores absoluto y relativo cometidos en la experiencia. Información de seguridad Las muestras líquidas utilizadas en el TP son sustancias orgánicas que normalmente se utilizan como solventes y hay que tener ciertos cuidados al momento de utilizarlas. Se debe trabajar en lugares ventilados, con guantes protectores, guardapolvo y gafas de seguridad. PREGUNTAS RELACIONADAS CON EL TP 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11.

¿Cuáles son las suposiciones y aproximaciones que realiza durante el trabajo práctico? ¿Qué condiciones debe cumplir la sustancia problema y cuáles el líquido calefactor? ¿Qué función cumple el refrigerante? ¿Cómo se asegura de que la temperatura en el tubo de vaporización sea la predicha cuando el aparato está en régimen? ¿Por qué no puede introducirse la salida del tubo de vaporización dentro de la campana para gases antes de que el equipo entre en régimen? Antes del agregado de sustancia, ¿qué debe haber dentro del tubo de vaporización? ¿Cómo se asegura de ello? ¿Qué se recoge en la campana para gases? ¿Por qué no se recoge sustancia problema? Indique la presión presente dentro del tubo de vaporización antes y después de la introducción de la ampollita con la sustancia problema. ¿Cómo es el volumen ocupado por el gas dentro del tubo de vaporización comparado con el que se recoge en la campana de gases? ¿Qué ocurre si insufla en forma insuficiente? ¿Qué tipo de error (por exceso o por defecto) se cometerá en la determinación del peso molecular? Ídem si la ampollita queda detenida en la zona superior del tubo de vaporización.

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12. Ídem si, por error, anota una masa de líquido pesada menor a la realmente introducida dentro del tubo de vaporización. 13. Ídem si el punto de ebullición del líquido del baño calefactor es inferior al de la sustancia problema. 14. Ídem si no arroja la ampollita inmediatamente. 15. ¿Por qué el equipo de Víctor Meyer es de gran longitud? ¿Qué ocurriría si no lo fuese? 16. ¿Para qué se recubre con amianto el equipo de Víctor Meyer? 17. ¿Por qué no conviene superar una cierta masa máxima de la sustancia agregada? 18. ¿Por qué no debe retirarse el mechero sin destapar el tubo de vaporización? 19. ¿Por qué puede sacarse el tapón del tubo de vaporización luego de la experiencia sin provocar variaciones? 20. ¿Por qué, aún con los errores del método, se determina la fórmula molecular sin problemas? 21. ¿Qué tienen en común y en qué se diferencian los métodos de Regnault y de Víctor Meyer?

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Determinación de pesos moleculares por el método de Víctor Meyer PROBLEMAS 1. Un compuesto gaseoso cuyo peso molecular aproximado es 16 contiene 74,87 % de carbono y 25,13 % de hidrógeno. Hallar sus fórmulas mínima y molecular. 2. 1 g de una sustancia orgánica contiene 0,5143 g de carbono, 0,0857 g de hidrógeno y 0,4 g de nitrógeno y en él hay 4,3x1021 moléculas. Calcule la fórmula molecular. 3. Un fluoruro de plata contiene 85,08 % de plata. Cuál de las siguientes es entonces su fórmula mínima? a) AgF2 b) Ag2F c)AgF d) Ag3F2 e) AgF3 4. Determinar la fórmula molecular de un compuesto cuyo PMR es 168 y cuya composición centesimal es H: 2,4%, C: 42,8%, N: 16,7% y el resto de oxígeno. 5. Cuando una muestra de oxígeno se recoge sobre agua a 24 °C y 745 torr, se satura con vapor de agua. A esa temperatura, la presión de vapor del agua es 24,38 torr. ¿Cuál es la presión parcial del oxígeno? 6. ¿Cuál será la altura de agua en una campana para gases en la que se recogió CO2 si la presión del mismo a 20C es 693 torr? La presión atmosférica es 0,97 atm y la presión de vapor del agua a la temperatura de trabajo es 21,67 mmHg. 7. ¿Cuál es la masa máxima de C2Cl3H que puede agregarse en un equipo de Víctor Meyer cuya campana de gases tiene una capacidad máxima de 40 mL? La presión externa es 760 torr y la presión de vapor del agua es 18 torr a 20 °C (temperatura de la experiencia). 8. ¿Cuál será el PMR de un gas si en una experiencia de Víctor Meyer se recogieron 35 mL a 735 torr y 15 °C cuando se arrojó una ampolla con una masa de líquido igual a 188 mg? 9. ¿Cuál sería el volumen recogido en el problema anterior si por razones de incorrecto insuflado hubiera salido del tubo de vaporización una corriente gaseosa conteniendo un 25 % en moles de una sustancia arrojada en una experiencia anterior? Suponga que no cambió la presión del gas. ¿Cuál hubiera sido el error en el peso molecular? 10. La fórmula mínima de un gas es CClH2 y el PMR determinado por el método de Víctor Meyer fue 105. ¿Cuál es la fórmula molecular? 11. En una experiencia de Víctor Meyer se recogen 30 mL de gas a 22 °C en la campana de gases; la presión externa es 765 torr, la presión de vapor del agua a 22 °C es 25 torr y el nivel de líquido en la campana está a 12,5 cm por encima del nivel externo. ¿Cuántos moles de gas están contenidos en la campana? Calcule las presiones parciales de los gases contenidos en la campana si del tubo de vaporización salió exclusivamente aire con un 80 % en moles de N2. ¿Qué volumen ocupaban estos moles en el interior del tubo de vaporización si el baño calefactor era agua y se encontraba en régimen? El nivel de agua en la salida del tubo de vaporización concordaba con el nivel exterior. 12. La masa de aire (80 % en moles de N2) contenida en la campana de gases de un equipo de Víctor Meyer es 39 mg luego de arrojar una ampollita conteniendo cloroformo. Calcule la masa de cloroformo que contenía la ampollita (ignorando los errores del método). 13. En un equipo de Víctor Meyer, se utiliza una ampolla con cloroformo (CCl3H). En la campana se obtienen 36 mL de gas, la altura de la columna de agua es de 10 cm, el termómetro adosado marca 31 °C y la presión de vapor del agua a esa temperatura es de 33,6 mmHg. La presión atmosférica leída en el Barómetro de Fortín es de 758 mmHg. (a) Calcule la masa de cloroformo que tenía la ampolla. (b) Analizar las siguientes situaciones experimentales: i) En lugar de usar cloroformo se utiliza acetato de etilo (C4O2H8) ¿El volumen recogido será menor o mayor que 36 mL? Calcule la masa de acetato de etilo que debería pesarse para que el volumen recogido sea 36 mL. ii) Se repite la experiencia en las mismas condiciones, pero por insuficiente insuflado de aire, al arrojar la ampolla se desplaza hacia la campana una mezcla de un 60% de aire y 40% de muestra procedente de la experiencia anterior. ¿Cuál será el volumen recogido en la campana? iii) Se repite la experiencia en las mismas condiciones, pero se obtiene un volumen de 48 mL de gas y la columna de agua desciende 2 cm por debajo del nivel del agua en el cristalizador. ¿Qué masa de cloroformo se pesó? iv) ¿Qué valor del peso molecular del compuesto se habría obtenido si parte de la muestra se hubiera perdido por demorar al tapar el tubo de vaporización? v) Si, por un error en la pesada, la masa agregada hubiera sido en realidad mayor que la usada en el cálculo, ¿Cómo sería (mayor, menor, igual), el valor del peso molecular obtenido? 14. ¿Cuál será el peso molecular de un gas si en una experiencia de Víctor Meyer se recogieron 35 mL a 735 torr y 15 °C al arrojar una ampolla con una masa de líquido de 188 mg?

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Teoría cinética de los gases 1. ¿Cómo se define un gas ideal en función de sus propiedades macroscópicas? ¿Y desde el punto de vista microscópico? 2. Enuncie los postulados de la teoría cinética de los gases. 3. Deduzca la expresión de la presión de un gas. 4. Relacione la temperatura con la energía cinética del gas. 5. Encuentre relaciones entre las variables p, V y T a partir de la teoría cinética de los gases, para deducir: a) Ley de Boyle-Mariotte b) Ley de Gay-Lussac c) Ley de Graham

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Termodinámica y termoquímica Temario: Definición de sistema. Tipos de sistema. Tipos de procesos. Formas de transferencia de energía. Primer principio de la Termodinámica. Energía interna. Entalpía. Concepto de función de estado. Calorimetría. Ley de Hess. Ecuación de Kirchhoff

1. Defina sistema, entorno y universo. Definir sistema adiabático, sistema cerrado y sistema abierto. 2. Defina los siguientes términos: energía, trabajo, calor, temperatura, variable termodinámica. Explicar la experiencia de Joule para medir la equivalencia entre calor y trabajo. 3. Enuncie el primer principio de la termodinámica. Discuta el significado de energía interna. 4. ¿Qué es una función de estado? 5. En un proceso determinado un sistema absorbe 50,0 calorías mientras desarrolla un trabajo contra el medio externo de 30,0 calorías. ¿Cuál fue la variación de energía interna del sistema, la del entorno y la del universo? 6. Un gas ideal se encuentra encerrado en un cilindro con un pistón sin roce. Inicialmente el gas ocupa un volumen de 1,00 L y está sometido a una presión externa de 10,0 atm. a) Grafique los procesos y calcule el trabajo realizado por el sistema cuando se expande a 0ºC contra las presiones indicadas a continuación. i) contra el vacío. ii) contra una presión exterior de 1,00 atm. iii) en dos etapas: 1ro. contra una Pext=5,00 atm y 2do. contra una Pext=1,00 atm. De acuerdo a los resultados de i) y ii) proponga si el trabajo realizado por el gas aumentará o no al aumentar el número de etapas a 3, 4 ó 5. b) Considere si al aumentar indefinidamente el número de etapas, el trabajo de expansión realizado por el gas aumentará también indefinidamente o llegará a un máximo. c) Utilice el razonamiento anterior para definir transformación reversible. d) Calcule el trabajo que hay que realizar para comprimir el gas en forma reversible hasta el estado inicial. e) Calcule el trabajo que en la compresión del gas hasta el estado inicial por medio de una presión externa de 10,0 atm. 7. Un gas encerrado en un recipiente con pistón móvil de libre movimiento, ocupa un volumen de 3,20 L. Si se expande hasta 4,90 L contra la presión externa de 720 mmHg. Grafique el proceso y calcule el trabajo realizado por el sistema en L-atm, cal., joule y ergios. 8. Se tienen 1,5 moles de un gas ideal encerrados en un recipiente a una presión de 0,5 atm y 30ºC. Calcule el trabajo realizado si se lo calienta en forma isobárica hasta llegar a una temperatura de 50ºC. 9. Indique cómo puede calcular la cantidad de calor puesta en juego en procesos en los que una sustancia pura cambia su temperatura y en los procesos de cambio de estado de una sustancia pura. 10. Defina entalpía en función de otras variables y funciones termodinámicas. Indique la ventaja del uso de la entalpía en procesos químicos. 11. 1,00 moles de oxígeno se encuentran a 25oC y 1,00 atm en un recipiente cerrado por un pistón móvil. Se entregan al sistema 175 calorías en forma reversible e isobáricamente con lo que la temperatura alcanza 50ºC. Calcule: a) los volúmenes inicial y final, b) el trabajo realizado por el sistema (en calorías y Joules), c) E del sistema, del entorno y del universo. d) H del sistema. 12. a)1,0 mol de un gas ideal se expande desde 4 hasta 1 atmósfera, isotérmica (20°C) y reversiblemente. Calcule Q, W, ΔH y ΔE. b) Repita los cálculos del inciso anterior si la expansión fue realizada en un único paso contra la presión externa final de 1 atmósfera. 13. Las densidades del hielo y del H2O(l) a 0ºC son respectivamente 0,9163 y 0,9998 g/cm3. Calcule la diferencia entre E y H para la fusión de 1,00 mol de H2O a 0ºC y a la presión de 1,00 atm. Exprésela en diferentes unidades adecuadas. 14. La densidad del H2O(g) a 100ºC es 0,600 g/L. La densidad del H2O(l) a 100ºC es 0,9583 g/cm3. Calcule la diferencia entre E y H para la vaporización de 1,00 mol de H2O(l) a 100ºC y a la presión de 1,00 atm.

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15. Considere los resultados obtenidos en los problemas 14 y 15 y observe la importancia de la diferencia en el número de moles gaseosos de los estados inicial y final sobre el valor de la diferencia entre E y H. Deduzca la relación entre E y H para el caso particular de una reacción química. 16. Si la combustión del H2S se lleva a cabo a 25ºC y 1 atm, su valor de H=-559,87 kJ·mol-1. Calcule la diferencia entre H y E para esta reacción de combustión. 17. Enuncie la ley de Hess. 18. El calor de formación de Fe2O3 (S) es de -195,6 Kcal/mol. El de CO2 (g) es de -94,1 Kcal/mol y el de CO(g) es de -26,4 Kcal/mol. Con estos datos deduzca si la reacción Fe2O3 (S) + 3 CO (g) → 2 Fe(S) + CO2 (g) será endo o exotérmica a 25ºC y 1,00 atm. 19. Calcule el calor de formación del CH4 y la variación de energía interna durante la reacción. Datos: H de combustión del H2 = -68,3 Kcal/mol;H de combustión del CH4 = -212,8 Kcal/mol;H de combustión del C = -94,1 Kcal/mol. Todos los datos corresponden a T= 298 K 20. El calor de combustión del carbono es -94,1 Kcal/mol, el del hidrógeno es -68,3 Kcal/mol y el de formación del metanol (CH3OH) es -49,0 Kcal/mol. Calcule cuánto se elevará la temperatura al quemar 3,20 g de metanol en un calorímetro de equivalente en agua igual a 50 cal/ºC y que contiene 18,94 Kg de agua a 25ºC. El calor específico del agua es 0,9983 cal/g.ºC. 21. En la combustión completa de C2H6(g) y C2H4(g) se desprenden 372,9 Kcal/mol y 337,3 Kcal/mol, respectivamente (considere que se forma H2O(l)). Calcule la variación de entalpía de la reacción: C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g), si la entalpía de formación del agua líquida es -68,3 Kcal/mol. 22. Calcule el calor necesario para obtener sulfuro de carbono a partir del fosgeno (COCl2) según la ecuación: COCl2(g) + 2 H2S(g)→ 2 HCl(g) + H2O(g) + CS2(l) si los calores de formación son los siguientes: COCl2(g): -53,3 Kcal/mol; CS2(l): 21 Kcal/mol, H2S(g): 4,82 Kcal/mol, HCl(g): -22,06 Kcal/mol, H2O(g): -57,82 Kcal/mol. 23. Explique la dependencia de la variación entalpía de una reacción química con la temperatura.

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Calor de neutralización TRABAJO PRÁCTICO Objetivos: - Determinar la entalpía de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte. - Aplicar la ecuación de la calorimetría. Introducción: La Termoquímica es la parte de la Química que estudia las cantidades de calor asociadas a las reacciones químicas. En este trabajo práctico mediremos, en ciertas condiciones experimentales el calor que se desprende de un sistema en el que un ácido y una base fuerte reaccionan neutralizándose. Se observará que dicha reacción es exotérmica, es decir que transcurre liberando calor al medio ambiente. Las reacciones que transcurren con absorción de calor del medio ambiente se llaman endotérmicas. La medida, en condiciones de presión constante, del calor intercambiado en una reacción química en la que sólo se produce trabajo de cambio de volumen coincide con la variación de entalpía de la reacción. La ecuación termoquímica de la reacción de neutralización entre un ácido fuerte y una base fuerte se escribe: H+(aq) + OH-(aq)  H2O H298 = -13,7 Kcal/mol. Nótese que una ecuación termoquímica debe contener los datos de la ecuación química ordinaria, y además: a) debe indicar el estado de agregación en que se hallan reactivos y productos pues al cambiar el mismo se producen cambios de entalpía. En este caso, el estado se indica como “en solución acuosa” b) debe indicar el valor de H (o del E de la reacción) y la temperatura a la que fue medido. Otro ejemplo de ecuación termoquímica, en este caso para la combustión del carbono: C(grafito) + O2(g) CO2(g) H298 = -49 kcal/mol Calorimetría Para medir experimentalmente los H de reacción se utiliza la calorimetría. La calorimetría utiliza como uno de sus conceptos principales el hecho experimental que establece que, si se ponen en contacto dos cuerpos A y B a diferentes temperaturas TA y TB, se transferirá una cantidad de calor Q desde el cuerpo más caliente hacia el más frío de modo tal que al terminar el proceso, el estado térmico de ambos cuerpos sea idéntico. Esta afirmación se conoce como Principio Cero de la Termodinámica y es la que nos permite definir la temperatura medida con un termómetro (un termómetro es, por ejemplo, el cuerpo B, cuando se quiere medir la temperatura del cuerpo A). Para expresar cuantitativamente las cantidades de calor Q, es conveniente definir: Calor específico: (c) cantidad de calor que es necesario entregar a 1 g de una sustancia pura determinada para aumentar su temperatura en 1 ºC. Capacidad calorífica: (C) es la cantidad de calor que hay que entregar a un cuerpo (puro o no, homogéneo o heterogéneo) para que su temperatura se eleve en un grado. De acuerdo a lo anterior, para un cuerpo heterogéneo A, formado por las masas m1, m2 y m3 de las sustancias puras 1, 2 y 3, de calores específicos c1, c2 y c3, la capacidad calorífica será: CA= m1 x c1+ m2 x c2 + m3 x c3. Generalizando, C = i m i x c i. La unidad de cantidad de calor es la caloría. Una caloría es la cantidad de calor que es necesario entregar a 1 g de agua destilada, para aumentar su temperatura en 1 ºC (definición aproximada). De acuerdo a estas definiciones, la cantidad de calor Q (calorías), que debe entregarse a un cuerpo de masa m (gramos) y calor específico c (cal/g ºC) para elevar su temperatura en T ºC es: Q = m.c.T (1). Esta es la ecuación básica de la calorimetría.

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Desarrollo del trabajo práctico El objeto de la práctica es medir calorimétricamente el H de una reacción de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte. La figura de la derecha (Figura 1) es un esquema del calorímetro a utilizar. Está formado por un vaso térmico de vidrio A (comúnmente llamado “termo”). El termo tiene paredes dobles espejadas (para disminuir la pérdida de calor por radiación), entre las cuales se ha hecho vacío (para disminuir la pérdida de calor por conducción). El termo tiene una tapa de material aislante, a través del cual pasan los elementos que se describen a continuación. Dado que la transmisión de calor es mínima en estas condiciones, el sistema puede considerarse prácticamente adiabático. Dentro del termo hay una ampolla de neutralización B, en la misma se cargará el volumen de ácido de título conocido que se neutralizará posteriormente en el calorímetro. El termómetro C mide con suficientes cifras significativas el cambio de temperatura producido por la reacción. Se utilizará un termómetro de alta precisión o bien un termómetro diferencial de Beckmann (descripto más abajo). Se incluye un agitador D, para facilitar la mezcla de las soluciones y una pera de goma E, para expulsar el ácido de la ampolla hacia el calorímetro. El sistema se opera de la siguiente manera: se coloca la solución de la base fuerte en el termo y la solución de ácido fuerte en la ampolla y se arma el calorímetro. En el momento adecuado, mediante la pera de goma se vacía la solución de ácido sobre la solución básica. Al reaccionar estos dos compuestos en el interior de este sistema, la energía térmica desprendida será absorbida por la solución formada y por el conjunto de los elementos que forman el calorímetro, es decir, termómetro, agitador, termo, ampolla, tapa, etc. Como el calorímetro es prácticamente adiabático, la energía térmica quedará confinada dentro del calorímetro. Por lo tanto, el calor liberado por la reacción será el mismo que el calor absorbido por la solución y los componentes del calorímetro. Dicho de otra manera, la suma de los calores (liberados o absorbidos) es igual a cero (Q = 0). Veamos esto en mayor detalle. El calor absorbido por la solución contenida en el termo será igual a m.c.T, donde m es la masa de solución que contiene el calorímetro y c el calor específico de dicha masa. En la práctica si las soluciones son suficientemente diluidas se pueden considerar como si fueran agua pura (de ese modo, la masa de 100 mL de una solución 0,3 M de NaOH se considera igual a la de 100 mL de agua y como su densidad es 1 g/cm3, entonces la masa es 100 g; asimismo, el calor específico se considera igual al del agua pura, es decir, 1 cal/g oC). El calor absorbido por los componentes del calorímetro (termómetro, agitador, termo, ampolla, tapa, etc.) es igual a la capacidad calorífica del calorímetro (es decir, la sumatoria de la masa de cada elemento por su calor específico, recordar definición dada más arriba) multiplicada por el aumento de temperatura. La capacidad calorífica del calorímetro se denomina comúnmente “equivalente en agua del calorímetro” y se simboliza con la letra E. El equivalente en agua del calorímetro se medirá también en el trabajo práctico. El calor total absorbido por el calorímetro será entonces E. T Si llamamos Qt al calor desprendido por la reacción en el calorímetro de neutralización, la ecuación que expresa que la suma de los calores (liberados o absorbidos) es igual a cero (Q = 0), puede escribirse como: 0 = m.c.T + E. T + Qt (2) Como se verá más adelante, Qt, el calor total desprendido al mezclarse las soluciones, debe dividirse en un calor de neutralización y un calor de dilución. Medida de la diferencia de temperaturas Si el sistema calorimétrico fuera perfecto en su aislación, sería adiabático y en este caso tomando una serie de lecturas de temperatura a medida que transcurre el tiempo antes, durante y después de la reacción obtendríamos un gráfico con rectas perpendiculares al eje de temperatura ya que el sistema no intercambia

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calor con el medio ambiente (Figura 2). El único cambio de temperatura observado será debido al calor desarrollado por la reacción química. Como puede observarse el cálculo de T es, en este caso, directo. b Temp / oC

T a tiempo

En realidad no existen sistemas perfectamente adiabáticos, sino que siempre existe un intercambio de calor entre el sistema (calorímetro) y el medio ambiente. Además, la respuesta del termómetro requiere cierto tiempo y no es infinitamente rápida. Figura 3 Debido a ello, un gráfico Temp/ oC típico de una marcha calorimétrica es el que se observa a la derecha (figura 3). El calorímetro (inicialmente a t /min temperatura levemente inferior a la ambiente) acepta energía térmica del ambiente y, luego de producida la reacción química (que, en este caso eleva la temperatura del calorímetro por encima de la del ambiente), la transferencia de energía térmica se produce en sentido contrario Para el cálculo de T se procede en este caso, de la manera indicada en el diagrama siguiente:

c

b

Temp / oC



T

2 a tiempo

Se prolongan las pendientes de las rectas a y b. Se traza una línea recta c paralela al eje de ordenadas de manera que las áreas 1 y 2 sean tan iguales como pueda apreciarse. Se proyectan sobre el eje de ordenadas los puntos formados por las intersecciones entre las rectas a y b con la recta c; así obtenemos T1 y T2. La diferencia entre estos dos valores (T2 - T1) es la mejor aproximación al T buscado. Nota: Para el cálculo delT por el método gráfico, el alumno deberá concurrir al TP con papel milimetrado.

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Calor de dilución Cuando reaccionan una solución de un ácido fuerte con una solución de una base fuerte, el calor desprendido corresponde a la suma de los procesos de neutralización y de dilución del ácido y de la base. Los calores de dilución son pequeños con respecto al calor de neutralización. En las condiciones de este trabajo práctico (ver más adelante) sólo el calor de dilución del ácido (que es la solución originalmente más concentrada) debe tenerse en cuenta. Reacción de neutralización incluyendo ácidos y/o bases débiles Se entienden por ácidos o bases fuertes los que se hallan totalmente ionizados en solución. Los ácidos o bases débiles son los que se hallan parcialmente ionizados en solución. Ejemplos: ácidos fuertes bases fuertes ácidos débiles bases débiles HCl, H2SO4, HNO3 NaOH, KOH, Ca(OH)2 CH3COOH, HCN, H2CO3 NH4OH Si se hace reaccionar un ácido fuerte con una base fuerte, se verifica que: HCl + NaOH → NaCl + H2O H = -13,7 kcal/eq HCl + KOH → KCl + H2O H = -13,7 kcal/eq HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O H = -13,7 kcal/eq En todos los casos la cantidad de calor desprendido es igual a 13,7 kcal/eq. Esto es debido a que, como los ácidos y bases está totalmente ionizados, la reacción que se produce es: H+ + OH→ H2O H = -13,7 kcal/eq que es la reacción de neutralización. Se define como calor de neutralización a la cantidad de calor que se desprende cuando reaccionan un peso equivalente de un ácido fuerte con un peso equivalente de una base fuerte. Si el mismo proceso se produce entre un ácido débil y una base fuerte o viceversa, por ejemplo: CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O HCN + NaOH → NaCN + H2O el calor liberado en la reacción es menor que el correspondiente al de neutralización ya que parte de dicho calor deberá utilizarse para producir la disociación del ácido o de la base débil, es decir, en este caso, el valor de H será la diferencia entre el calor de neutralización y el calor de disociación del electrolito débil. Realización del trabajo práctico Nota: recordar que las soluciones acuosas diluidas se consideran como agua pura paralos cálculos calorimétricos A) Determinación del calor de neutralización Preparar el calorímetro como se indica en la figura 1, con un termómetro común graduado al 0,5 del grado centígrado. Colocar dentro del calorímetrola solución de NaOH, y un Volumen de agua destilada tal que el pico de la ampolla no se encuentre sumergido. Colocar 10,00 mL de ácido dentro de la ampolla Armar el calorímetro como se indica en la Figura 1, teniendo especial cuidado durante la manipulación del termómetro. Tapar y tomar lecturas de la temperatura cada 30 segundos hasta que se estabilice. Insuflar aire en la ampolla para desalojar el ácido. Simultáneamente, tomar las lecturas de temperatura cada 15 segundos hasta que la misma se estabilice y continuar 2 o 3 minutos más tomando lecturas cada 30 segundos. Enjuagar varias veces con agua destilada el calorímetro y el termómetro. B) Determinación del calor de dilución Repetir los pasos anteriores, pero reemplazando el volumen de base utilizado en A por agua destilada. El T medido corresponderá al producido por el calor de dilución del ácido.

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C) Determinación del equivalente en agua del calorímetro. Colocar en el calorímetro 60 mL de agua que se encuentre a temperatura ambiente. Calentar 60 mL de agua destilada a 100 ºC y colocarla dentro del calorímetro, tapando inmediatamente. Agitar. Efectuar lecturas de temperatura cada 30 segundos, hasta que se estabilice la temperatura (aproximadamente 10 min). Calcule gráficamente la temperatura final. Cálculo para determinar el equivalente en agua del calorímetro Datos: masa de agua a temperatura ambiente: m1 = masa de agua a 100 ºC: m2 = temperatura ambiente (Ta) = temperatura final (Tf) = La ecuación 1, en este caso es: 𝑐𝑎𝑙 𝑐𝑎𝑙 (𝑇𝑓 − 𝑇𝑎) + 𝑚2 𝑥 1 (𝑇𝑓 − 100º𝐶) 0 = 𝐸(𝑇𝑓 − 𝑇𝑎) + 𝑚1 𝑥 1 𝑔º𝐶 𝑔º𝐶 (Dedúzcala a partir de la ecuación de la calorimetría) Cálculo del Calor total Datos: Equivalente en agua del calorímetro (debe utilizar el valor hallado experimentalmente). Volumen de la solución básica problema: V1mL Volumen de la solución ácida problema: 10,00 mL Agua destilada: 100mL Marcha calorimétrica. Construir una tabla: tiempo (minutos) vs. temperatura (ºC) Cálculo gráfico del t total. (este último valor, como ya se explicó, corresponde al cambio de temperatura producido por el calor desprendido por la reacción de neutralización más el calor correspondiente a la reacción de dilución). 𝑐𝑎𝑙 (𝑇𝑓 − 𝑇𝑖) + 𝐸(𝑇𝑓 − 𝑇𝑖) 0 = 𝑄𝑡 + 𝑚𝑠𝑜𝑙 𝑥 1 𝑔º𝐶 Cálculo del Calor de dilución del ácido Datos: Equivalente en agua del calorímetro Volumen de solución ácida problema: 10,00 mL Volumen de agua destilada:V3mL Cálculo gráfico del t de dilución Cálculo del Qdilución del ácido 𝑐𝑎𝑙 (𝑇𝑓 − 𝑇𝑖) + 𝐸(𝑇𝑓 − 𝑇𝑖) 0 = 𝑄𝑑 + 𝑚𝑠𝑜𝑙 𝑥 1 𝑔º𝐶 Cálculo del calor de neutralización Qneutralización = Qtotal–Qdilución del ácido Sabiendo las concentraciones de las soluciones de ácido y base utilizadas, Calcule el calor de neutralización por equivalente. Cálculo de errores. Hallar el valor del error relativo porcentual utilizando el valor aceptado (H298 = -13,7 Kcal/mol).

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Termómetro de Beckmann 1. El termómetro diferencial de Beckmann (ver figura a la derecha) es capaz de medir con mucha precisión (0,005 oC) un ascenso o un descenso de temperatura (no superior a los 5-6 oC) que sufra el sistema en el cual se ha colocado. En este termómetro, la cantidad de mercurio contenida en el bulbo puede modificarse a voluntad de modo de poder medir aquellas diferencias en un rango muy amplio de temperaturas (normalmente entre –50 y 200 oC). Para ello cuenta con un reservorio adicional de mercurio ubicado en la parte superior de la escala. 2. El bulbo inferior es continuado hacia arriba por el capilar cuya longitud oscila entre los 30 y 40 centímetros y que atraviesa la zona donde está ubicada la escala de aproximadamente 6 oC. Esta escala está graduada a la centésima de grado y puede leerse en ella hasta 5 milésimas de grado (lo que suele hacerse frecuentemente con el auxilio de una lupa). El capilar tiene en su parte superior un estrangulamiento en el cual puede “cortarse” la columna de mercurio permitiendo transferir parte del mercurio hacia el reservorio superior. Una escala auxiliar, cercana al reservorio superior, permite calibrar el termómetro de modo de poder utilizarlo para medir diferencias en la zona deseada. Durante el trabajo práctico, el docente a cargo ilustrará sobre el modo de calibración.

Escala

PROBLEMAS COMPLEMENTARIOS Estos problemas deben resolverse durante el TP en la medida que el trabajo experimental lo permita. 1. ¿Cuáles son las aproximaciones que se realizan en el práctico? 2. ¿Por qué no considera la dilución de la base? ¿Cómo modificaría la experiencia para que sea necesaria considerarla? 3. Un termo tiene inicialmente en equilibrio térmico 30,0 mL de agua a 22,0 °C. Se agregan 100 mL de agua a 95,0 °C observándose una temperatura final de 62,2 °C. Calcule el equivalente en agua del calorímetro. 4. Calcule el calor liberado cuando se mezclan 15 mL de solución de H2SO40,15 M y 25 mL de solución de KOH 0,12 M. El calor de neutralización es 13,6 kcal/eq (desprecie el calor de dilución) 5. Si la mezcla anterior se realiza en un termo con E = 40 cal/o que contiene 100 mL de agua, ¿cuál es la variación de temperatura que sufrirá el sistema? 6. Si al agregar 15 mL de HNO30,25 M a 125 mL de agua en un termo con E = 40 cal/ºC, se produce una variación de temperatura de 0,04 °C, Calcule el calor de dilución por equivalente. 7. ¿Por qué es importante que el termo sea adiabático? 8. Indique cómo serían las curvas que se obtendrían en la práctica si el termo no es totalmente adiabático y a) la temperatura externa es menor a la del termo; b) la temperatura externa es mayor a la del termo; c) la temperatura externa es intermedia a la inicial y a la final del termo; d) cualquiera de las anteriores, si el equilibrio térmico se alcanza en un tiempo extremadamente corto. 9. Cuando se utilizan termómetros de menor precisión que los Beckmann, pueden usarse soluciones más concentradas o se agrega menos agua al termo o, eventualmente se cambia el termo. Justifique adecuadamente las razones. 10. ¿Cómo es el calor liberado por la neutralización de cierta cantidad de equivalentes de un ácido débil respecto del liberado en la neutralización de igual cantidad de equivalentes de un ácido fuerte? Justifique. 11. El calor determinado en la práctica, ¿coincide con la variación de alguna/s función termodinámica? ¿Por qué? 12. ¿Cuál es el signo que debe tener el equivalente en agua?

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Estructura de la materia Seminario Nº 1 Temario: Radiación electromagnética. Espectros atómicos. Teoría atómica de Bohr. Alcances y limitaciones del modelo de Bohr. Modelo moderno del átomo. Función de onda y orbital atómico. Números cuánticos. Extensión a átomos plurielectrónicos. Principio de Exclusión de Pauli.

1. Describa la naturaleza de la radiación electromagnética. Defina e indique las unidades de las magnitudes: a) longitud de onda (); b) número de onda (  ); c) frecuencia (). 2. Arme una tabla con los valores de longitud de onda, número de onda, frecuencia y energía (utilizando la ecuación de Planck en el último caso) para las siguientes radiaciones: a) =5800 Å, b)  =3,3.10-4 cm-1, c) =0,05 Hz. 3. a) Describa el efecto fotoeléctrico y la ecuación que lo interpreta. b) ¿Qué es la energía umbral (E u)? Calcule su valor para un fotocátodo de plata sabiendo que no se observa el efecto fotoeléctrico hasta que la energía de la radiación incidente sea mayor que 7.52.10-12 ergios. c) Para el caso anterior, calcule la velocidad de los electrones emitidos por la plata cuando se irradia con luz de = 885 Å (me= 9,11 .10-28g). 4. Suponga que un ingeniero quiere diseñar un interruptor que trabaje mediante efecto fotoeléctrico. Para arrancar un electrón del metal que desea emplear en el dispositivo, se requieren 6,7 x 10 -19 J/átomo. Indique si el interruptor funcionará cuando se irradie al metal con luz de una longitud de onda igual o mayor de 540 nm. 5. ¿Qué son los espectros atómicos? Explique la diferencia entre espectros de emisión y de absorción. 6. ¿Qué son las series espectrales? ¿Qué ecuación permite predecir cuantitativamente las líneas observadas en el espectro de emisión del hidrógeno? 7. a) Discuta las hipótesis del modelo de Bohr. b) Indique una expresión para la energía del electrón para un átomo hidrogenoide. c) ¿Cómo varía el radio en el átomo de Bohr de acuerdo al nivel cuántico en el que se encuentra el electrón?. 8. Cuando un átomo de H absorbe energía se excita a otro estado de mayor energía. ¿Cuál de las siguientes transiciones requerirá radiación de mayor longitud de onda? a) de n=2 a n=4; b) de n=1 a n=4; c) de n=1 a n=5. 9. Para las transiciones del problema anterior indique si van acompañadas con la absorción o emisión de un fotón y cuál corresponderá a radiación de mayor frecuencia y cuál a la de mayor número de onda. 10. Calcule la longitud de onda correspondiente a la emisión de luz cuando el electrón en el átomo de hidrógeno salta desde n=3 hasta n=1. 11. Calcule la diferencia de energía en la excitación de un electrón del átomo de hidrógeno desde n = 4 a n=5 y desde n=1 hasta n=∞. ¿Qué propiedad química está relacionada con este último valor? 12. Compare en forma cualitativa los radios y las energías de las órbitas para H, He+ y Li+2 utilizando el modelo atómico de Bohr. Justifique. 13. Explique brevemente las consideraciones de la mecánica cuántica para la descripción de la estructura electrónica. ¿Qué es la función de onda orbital? ¿Qué son los números cuánticos y cuál es su significado físico? 14. Indique si las siguientes combinaciones de números cuánticos pueden describir a un dado electrón en un átomo: (2, 2, 0, 1/2); (3, 1, -2, 1/2); (3, 2, -2, 1/2); (2,-1, 0, 1/2). Justifique. 15. ¿Qué son los átomos plurielectrónicos? Enuncie el Principio de Exclusión de Pauli y, en base al mismo, indique cuál es el número máximo de electrones en un átomo que pueden tener los números cuánticos dados en los apartados siguientes: a) n=2; b) n=3 y l=1; c) n=4, l=2 y ml=1; d) n=3, l=2, ml=0 y ms=½.

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Estructura de la Materia Seminario Nº 2 Temario: Tabla periódica y configuración electrónica. Regla de Hund. Propiedades periódicas: radio

atómico, potencial de ionización, electroafinidad, radio iónico, carácter metálico. Variaciones en la tabla periódica. Uniones Químicas: iónicas y covalentes. Concepto de electronegatividad. Variación en la tabla periódica. 1. Enuncie la Regla de Hund. Muestre su aplicación, junto al Principio de Exclusión de Pauli, en la construcción de la configuración electrónica de átomos plurielectrónicos. 2. Escriba las estructuras electrónicas de las siguientes especies (no es válido consultar la tabla periódica): a) átomo neutro con Z = 13; b) ion bipositivo con Z = 12; c) ion mononegativo con Z = 17; d) átomos neutros con Z = 20, Z = 26 y Z = 33. 3. Explique la construcción de la tabla periódica en base a la configuración electrónica de los átomos. Ubique a los elementos del ejercicio anterior en grupos y períodos de la tabla periódica. 4. Escriba la estructura electrónica de los siguientes iones: Ca2+, Zn2+, Br-, O2-, Cu2+, Fe3+, Fe2+, Al3+ y de los correspondientes átomos neutros. 5. Escriba la fórmula del ión que forma cada átomo para adquirir la configuración de gas noble: a) Br; b) Ca; c) I; d) S; e) N; f) Mg. 6. Escriba la estructura electrónica de los elementos ubicados en los siguientes lugares de la tabla periódica: a) grupo IIIA y período 2, b) grupo IIA y período 4, c) grupo IA y período 3, d) grupo VIA y período 4. 7. Describa las siguientes propiedades periódicas: potencial de ionización, electroafinidad, radio atómico y carácter metálico. Justifique su variación a lo largo de períodos y grupos de la tabla. Discuta los conceptos de carga nuclear efectiva y apantallamiento. 8. Indique y justifique las anomalías observadas en el potencial de ionización y en la electroafinidad a lo largo de un período. 9. Analice la variación de la tendencia a formar iones positivos e iones negativos en la tabla. Indique cómo varía el radio iónico respecto del radio del átomo original. Establezca una tendencia de su variación en la tabla. 10. Escriba la configuración electrónica de los siguientes átomos o iones: Na+, F-, Ne y Mg2+. ¿Qué tienen en común estas especies? Ordénelos por orden creciente de radio justificando esta clasificación. 11. Describa la clasificación de las uniones químicas y ejemplifique.

Seminario Nº 3

Estructura de la materia

Temario: Clasificación de las uniones covalentes: simples y múltiples, polares y no polares. Momento

dipolar. Teoría de Lewis: estructuras de Lewis. Número de oxidación y carga formal. Paramagnetismo. Geometría molecular. Teoría de Repulsiones de Pares de Electrones de Valencia. 1. Describa las uniones covalentes y establezca una clasificación en términos de la polaridad de los enlaces. 2. a) Defina el momento dipolar. b) Calcule el momento dipolar del HCl suponiendo que existe una carga igual a la de un electrón sobre cada uno de los átomos y sabiendo que la longitud del enlace es de 1,27 Å. b) Si el momento dipolar experimental del HCl es 0,22 e.Å (donde e es la carga del electrón) calcule la carga real sobre cada átomo. En base a los resultados de a) y b) discuta la naturaleza del enlace. 3. ¿En qué consiste la representación de Lewis de las estructuras moleculares? 4. Escriba los nombres y dibuje las estructuras de Lewis de las siguientes especies: a) Cl2O; b) Cl2O7; c) NH3; d) SO3; e) ClO-; f) NH4+; g) N2O4; h) HNO3; i) H2SO4; j) CO3-2 . 5. Escriba los nombres y las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos y de los iones constituyentes cuando se trate de compuestos iónicos:

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a) KClO3; b) NaNO2; c) NaH2PO4; d) H3PO4; e) CaCl2; f) NH4NO3. 6. Utilice las estructuras de Lewis para discutir el concepto de número de oxidación. Calcúlelo para todos los elementos en los siguientes ejemplos: O2, Cl2O7, H2SO4, H2SO3, NH4+, CO32-, S2O32-, S4O62, S2O82-. 7. Discuta el uso de la carga formal como criterio para decidir cuál es la estructura de Lewis más adecuada para representar una molécula. Asignar una carga formal a cada átomo en las siguientes estructuras de Lewis:

8. Tres posibles estructuras de Lewis para el ión tiocianato, NCS-, son: Determine las cargas formales de los átomos en cada estructura. ¿Cuál de ellas sería la más adecuada? 9. Con la ayuda de las cargas formales, indique qué fórmula de Lewis es más probable que sea correcta para cada molécula dada. a) b) c)

10. Explique en qué consiste el concepto de resonancia. Dibuje las estructuras posibles para: O3, CO3-2 y N2O. 11. ¿Por qué el H2CO3 no presenta resonancia y el ion carbonato sí? 12. El NO2 es un gas paramagnético a temperatura ambiente. Cuando se enfría por debajo de 0ºC, su peso molecular aumenta y su paramagnetismo desaparece. Si se vuelve a calentar a temperatura ambiente se revierte el fenómeno. Interprete este fenómeno utilizando estructuras de Lewis. 13. Escriba las estructuras de Lewis para cada una de las siguientes moléculas, mostrando las estructuras resonantes contribuyentes cuando sea apropiado: a) SO3; b) BF3. 14. Describa el método de repulsión de pares electrónicos (RPEV) para predecir la geometría molecular de las sustancias. Establezca la diferencia entre pares de enlace y pares libres. Discuta el orden creciente de repulsiones entre pares libres y pares de enlace. 15. Emplee el método RPEV para predecir las geometrías moleculares de: a) CO2; b) H2O; c) BF3; d) SO3; e) H2CO; f) CH4; g) SF6; h) BeH2; i) NH3; j) XeF4; k) ClF3; l) SF4; m) CHCl3; n) BrF5. 16. Use el método RPEV para proponer una geometría para: a) PCl5; b) H2Se; c) BCl3; d) SO2; e) XeF2. Indique cuáles de las moléculas anteriores tendrán momento dipolar distinto de 0.

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Constantes físicas Número de Avogadro Constante de Boltzmann Constante de Faraday Constante de los gases Constante de Planck Velocidad de la luz en el vacío Radio de Bohr Unidad de masa atómica Masa del electrón Carga elemental Constante de Rydberg Atmósfera standard Aceleración de la gravedad std. Electron volt Temperatura en Kelvin

NA……….6,022×1023 k………. 1,381×10-23 J K-1 F……….96485 C mol-1 R………. 8,314 J K-1 mol-1 ………. 1,987 cal K-1 mol-1 ………. 0,08206 l atm K-1 mol-1 h……….6,626×10-34 J s c……….299792458 m s-1 a0………. 0,529×10-10 m uma……….1,66×10-24 g me………. 9,109×10-28 g e ………. 1,609×10-19 C R………. 109737 cm-1 atm………. 101325 Pa g ……….9,806 m s-2 eV ………. 1,602×10-19 J K………. t(°C) + 273,15

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