MODULO 2018 cuat 2

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Química General I Universidad Nacional de Mar del Plata

Programa analítico 2018 Cronograma 2do cuatrimestre 2018 Régimen de cursada Guías de ejercitación Guía introductoria al desempeño en el laboratorio Guías de Trabajos Prácticos de Laboratorio Manual de Seguridad en Laboratorios

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Química General I Universidad Nacional de Mar del Plata

ASIGNATURA: QUÍMICA GENERAL I

PROGRAMA ANALÍTICO 2018

Introducción. Unidades de masa atómica. Moléculas y compuestos moleculares. Iones y compuestos iónicos. Nomenclatura. Mol. Volumen molar. Símbolos, fórmulas y ecuaciones. Nociones de estequiometría. 1: Propiedades de la materia. Elementos, compuestos y mezclas. Mol. Procesos físicos: Soluciones, expresiones de la concentración de soluciones. Procesos químicos: clasificación en neutralización, combustión, descomposición, redox. Cálculos estequiométricos 2. Estructura atómica. Clasificación periódica de los elementos. Tabla periódica de Mendeléyev. Esquema de la tabla actual. Propiedades periódicas: radios atómicos, potenciales de ionización, electroafinidades. 3: Enlace químico. Electronegatividad. Uniones químicas interatómicas: Unión iónica. Unión covalente. Disposición espacial molecular. Polaridad. Unión metálica. Energía de enlace. Uniones intermoleculares: puente de hidrógeno, dipolo-dipolo, ión-dipolo, London. 4: Gases, líquidos y sólidos. Gases ideales. Propiedades medibles: masa, P, T, V. Leyes de Boyle, Charles, Gay-Lussac. Ecuación de estado de los gases ideales. Ley de Graham. Mezcla de gases: Ley de Dalton. Teoría cinética de los gases ideales. Conceptos básicos de líquidos y sólidos. 5: Calor y trabajo en procesos físicos. Primer principio. Procesos reversibles e irreversibles. Cambios de estado: calor y entropía. Segundo y tercer principio de la termodinámica. 6: Termodinámica de las reacciones químicas. Entalpía. Entropía. Energía libre. 7: Cinética Química: conceptos generales. Velocidades de reacción y equilibrio químico. Constante de equilibrio. Equilibrios homogéneos y heterogéneos. Principio de Le Chatelier. Equilibrio de soluciones acuosas. Equilibrio ácido-base. Teoría de Brönsted. pH. Hidrólisis. 8: Electroquímica. Transferencia de electrones. Sistemas redox. Potenciales de electrodos. Criterio de espontaneidad de las reacciones de óxido-reducción. Ecuación de Nernst. Tipos de celdas. Electrólisis. Nota: los temas de la introducción forman parte del presente programa y son evaluados previamente en el requisito “Introducción a la Ingeniería” (Módulo Introducción a la Química). Para el desarrollo de esta asignatura, dichos temas se dan por conocidos. 2

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BIBLIOGRAFÍA Los textos recomendados se indican a continuación en orden alfabético de autor. Todos los temas del programa vigente son desarrollados en cada uno de ellos: ● ● ● ● ●

Atkins P.W. “Química General”. (Ediciones Omega). Incluye CDRom Brown T., LeMay H. y Bursten B. “Química, la ciencia central”. (Editorial Prentice Hall) Chang R. “Química”. (Ed. McGraw-Hill) Ebbing D.D. “Química General”. (McGraw-Hill). Moore, Stanitsky, Wood y Kotz. “El Mundo de la Química”. Segunda Edición. (Editorial Prentice Hall) ● Petrucci R. y Harwood W. “Química General”. Séptima edición. (Editorial Prentice Hall) ● Whitten K., Gailey K. y Davis R. “Química General”. (McGraw-Hill). Bibliografía adicional: “Química”. C. Mortimer. (Grupo Editorial Iberoamérica). “Fundamentos de Química”. S. Zumdahl. (McGraw-Hill). “Química General, Principios, Estructuras”. Brady-Humiston (Wiley & Sons) “Química” G. Daub y W. Seese. (Editorial Prentice Hall) “Química”, B. Mahan. (Fondo Educativo Interamericano). 1977. “Introducción a la Química”. L. Malone. (Limusa). “Química General Superior”. W.Masterton, E. Slowinski y C. Staniski. (McGraw-Hill). “Principios Básicos de Química”, H. Gray-G. Haight. ( Reverté ). 1974. “Cómo resolver problemas de química general”. R.S. Boikess “Química General. Problemas y ejercicios”. G. Gilbert Long. “1000 problemas resueltos de Química General”. F. Bermejo.

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CRONOGRAMA DE QUÍMICA GENERAL I SEMANA 1 2

TEORIAS T1- T1 T1-T2

2018

GUIA G1 G1 G2

TP 0

20 al 24 de agosto

13 al 17 de agosto

(lunes 20/08 feriado)

3 4

T2-T3 T3-T3

G2 G3

0 1

27 al 31 de agosto

5

T4-T4

G3-G4

1

10 al 14 de sept

6

T4

G4

7 8 9

T5- T5 T5-repaso Parcial – T6

G4 –G5 G5

PARCIAL 1

Unidades 1 a 5

Guías 1 a 5

10

T6-T6

G6

2

15 al 19 de octubre

T7T7 T7 T7-T8 T8-T8 T8-repaso

G6 G7 G8 G9 G9

3 3 4A 4B

22 al 26 de octubre

16

Repaso

repaso

26 al 30 de nov

PARCIAL 2

Unidades 6 a 8 + anteriores

Guías 6 a 10 + anteriores

28 de noviembre

3 al 7 de sept

17 al 21 de sept

(viernes 21 asueto)

1 2 2

24 al 28 de sept 1 al 5 de octubre 8 al 12 de octubre 10 de octubre

(lunes 15/10 feriado)

11 12 13 14 15

29/10 al 2/11 5 al 9 de nov 12 al 16 de nov 19 al 23 de nov

(martes20/11 feriado

Primer parcial: miércoles 10 de octubre Primer recuperatorio: viernes 19 de octubre Segundo parcial: miércoles 28 de noviembre Segundo recuperatorio: miércoles 5 de diciembre Las fechas de parciales son tentativas al momento de publicar este cronograma. TP1 Densidades y reacciones de tubo de ensayo TP2 Volumetria de neutralización y gases TP3 Calorimetria y equilibrio TP4 Electroquimica

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RÉGIMEN DE CURSADA El contenido de la asignatura está estructurado en 8 temas básicos (organizados en unidades) y 4 Trabajos Prácticos de Laboratorio (TPL). 1.- Clases de teoría Son clases expositivas, donde el profesor desarrolla los temas del programa, señala los aspectos relevantes, despeja dudas y resuelve algunos ejercicios para introducir conceptos específicos. 2.-Clases de resolución de problemas (seminarios) A cada tema básico le corresponde una o más guías de ejercicios. Deben resolverse 9 guías. La asistencia a las clases de resolución de problemas se recomienda enfáticamente y se considerará como nota de concepto. Los estudiantes tienen a su disposición clases adicionales para consultas en la semana previa a los exámenes parciales, recuperatorios y totalizadores. 3.- Clases de trabajos prácticos de laboratorio (TPL) Los estudiantes deben concurrir a las clases de laboratorio con la guía que corresponde leída. Habrá además una breve evaluación previa al inicio del TPL que consistirá de algunas preguntas orales o escritas. No puede haber más de una evaluación previa desaprobada por cada estudiante a lo largo del cuatrimestre. Los datos tomados durante el trabajo formarán parte del informe que debe entregarse completo en la siguiente clase de seminario como fecha límite. El informe corregido será devuelto a los estudiantes, quienes deberán conservarlos hasta el fin del cuatrimestre, como constancia de haber aprobado el TPL. Deberán aprobarse los 4 TPL realizados a lo largo del cuatrimestre. La asistencia a los 4 trabajos prácticos es obligatoria. El estudiante que desapruebe más de una evaluación previa, algún informe o que estuviera ausente en algún TPL, perderá el derecho a continuar la cursada. 4.- Evaluaciones parciales La asignatura tiene 2 exámenes teórico-prácticos, que abarcan todas las guías y los Trabajos Prácticos de laboratorio desarrollados hasta el momento del examen. Es decir que la segunda evaluación abarca las ocho unidades del programa. Los estudiantes tendrán una única oportunidad de recuperar los parciales después de conocer las notas (tanto para acceder a la promoción o a la habilitación, según corresponda a cada caso). Al presentarse al recuperatorio, el estudiante renuncia a la nota del parcial, y se tomará como válida la nota del recuperatorio. Quien desapruebe el primer parcial deberá presentarse a recuperar en la fecha del primer recuperatorio. Los estudiantes podrán presentarse a rendir examen como máximo en 3 de las 4 oportunidades de evaluación que ofrece la asignatura. Los estudiantes que no aprueben el primer parcial (en la fecha original o en su primera instancia de recuperación) no pueden continuar con la cursada. Los exámenes parciales se calificarán en: aprobado (A), habilitado (H) o desaprobado (D). Se calificará como A, aquel parcial resuelto correctamente en más del 60% y que cumpla con las pautas establecidas que se indican más abajo. 5

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Se calificará como D, aquel parcial resuelto correctamente en menos del 40% y que cumpla con las pautas establecidas que se indican más abajo. Se calificará como H, aquel parcial resuelto correctamente en más del 40% y menos del 60% y que cumpla con las pautas establecidas que se indican más abajo. Pautas de la calificación: Los ejercicios del examen se califican como: Bien (más del 75% correcto), Regular (entre 75 y 50% correcto), Insuficiente (menos del 50% correcto). En el parcial habrá dos ejercicios por cada bloque tématico. Para aprobar hay que tener un ejercicio de cada bloque Bien o los dos Regular. Si un bloque no satisface esta condición el parcial se calificará como habilitado. Si dos o más bloques no satisfacen esta condición el parcial resultará desaprobado. Si un estudiante que habilita el 1er. parcial sin utilizar el recuperatorio, y que aprueba el 2do. parcial, quiere acceder a la promoción, podrá optar por presentarse a recuperar el 1er. parcial en la fecha del 2do. recuperatorio. Si desaprueba el recuperatorio, desaprueba la asignatura. Se presentarán las siguientes alternativas, considerando las notas definitivas de cada parcial (examen y su recuperatorio): 2A Los estudiantes que aprueben los dos parciales promocionan la asignatura. 1A 1H Los estudiantes que aprueben un parcial y habiliten el restante, habilitan la asignatura. 2H Los estudiantes que habiliten los dos parciales habilitan la asignatura. 1H 1D Los estudiantes que desaprueben alguno de los dos parciales, desaprueban la asignatura 1A 1D Los estudiantes que desaprueben alguno de los dos parciales, desaprueban la asignatura Para promocionar: 2A Para habilitar: 2H 1A 1H El estudiante que resulte promocionado habrá aprobado la asignatura y conocerá su nota numérica global al terminar la cursada. Dicha nota resulta de un promedio ponderado entre el desempeño en los exámenes parciales, en las clases de seminario y en los TPL. El estudiante que resulte habilitado deberá rendir un examen totalizador para aprobar la asignatura. Para rendir este examen deberán anotarse por SiuGuarani con un mínimo 48 hs de anticipación.

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GUÍA Nº 1 UNIDAD Nº 1

TEMAS: SOLUCIONES REACCIONES QUÍMICAS (ESTEQUIOMETRÍA)

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1. Para cada uno de los siguientes enunciados indicar si es falso o verdadero. Justificar su respuesta con los cálculos realizados. a) Si se tiene una solución con una concentración 25% m/m, se tuvo que haber disuelto una masa de 25 gramos del soluto en 100 g de agua. b) Si se pesaron 0,7 g de NaCl y se disolvieron hasta alcanzar un volumen final de 100 mL, la concentración de la solución es de 0,7% m/V. c) Se pesaron 14,8 g de acetato de sodio (NaCH3COO) y se disolvieron hasta un volumen final de 125 mL, por lo tanto, tenemos una concentración de 10,59% m/V. d) Se colocaron 3 g de un compuesto líquido que tiene una densidad de 1,31 g/mL en un matraz de 25 mL. Luego se completó con agua hasta llegar al aforo. La concentración de la solución resultante es de 9,16% V/V.

2.

a) Calcular la molaridad de una solución cuyo volumen es de 2 litros y contiene disueltos 7,88 g de ácido nítrico. b) Calcular la molaridad de una solución de ácido sulfúrico de δ=1,198 g/cm3 y concentración 27% m/m.

3. Calcular qué volumen de una solución acuosa de concentración 2 mol/L de Na2CO3 contiene 5,3 g de dicha sal. Escribir el nombre del soluto.

4. La preparación de soluciones diluidas a partir de soluciones concentradas es una práctica de rutina en el laboratorio. Los siguientes casos ejemplifican diluciones: a) Calcular el volumen de ácido sulfúrico concentrado (δ=1,84 g/cm3), conteniendo 98% m/m de ácido, que se necesita para preparar: i. 0,2 litros de solución 3 mol/L. ii. 200 mL de solución 0,5 mol/L. iii. 1 litro de solución 1 mol/L b) Entre las tres soluciones preparadas indicar cuál es la solución: i. más diluida; ii. más concentrada; iii. que contiene más soluto en el volumen preparado

5.

a) ¿Qué masa de LiOH se necesita para preparar 0,25 L de una solución de LiOH de concentración 0,5 mol/L? b) Explicar cómo prepararía los 0,25 L de solución de LiOH 0,5 mol/L a partir de otra solución cuya concentración es 1 mol/L.

6. Para preparar una solución A se pesan 4 g de NaOH y se agrega agua hasta un volumen final de 250 mL. Para preparar una solución B se toman 10 mL de la solución A y se llevan a un 9

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volumen final de 250 mL. Para preparar una solución C se toman 10 mL de la disolución B y se llevan a un volumen final de 250 mL. a) Calcular la concentración molar de las soluciones A, B y C. b) ¿Se podría preparar la solución C partiendo directamente de la solución A? Indicar cómo lo haría. 7. Para cada una de las siguientes ecuaciones ajustadas, determinar la fórmula molecular de la sustancia representada por “X”: a)

PbO2 + 4 “X” ⎯→ 2 H2O + Cl2 + PbCl2

b)

Cu + 4 HNO3 ⎯→ Cu(NO3)2 + 2 “X” + 2 H2O

c)

4 NH3 + 6 NO ⎯→ 5 N2 + 6 “X”

d)

SO2 + 2 “X” ⎯→ 3 S + 2 H2O

8. Copiar las siguientes reacciones químicas, completarlas y clasificarlas: a)

......... + ...........

⎯→ 2 NH3

reacción de formación.

b)

CaCO3 ⎯→ CaO + ............

…………………………...

c)

H2SO4 + 2 HBr ⎯→ SO2 + Br2 + 2 H2O

d)

CH3CH2OH + O2 ⎯→ ........... + ……………

e)

Ba(OH)2 + HNO3 ⎯→ .…….. + ……………

....................................... reacción de combustión. .......................................

9. Igualar las siguientes ecuaciones con el método del ión-electrón: a)

Al(s) + CuSO4 (ac) ⎯→ Al2(SO4)3 (ac) + Cu(s)

b)

KMnO4 (ac) + H2O + Fe(s) ⎯→ KOH(ac) + MnO2 (s) + Fe(OH)2 (ac)

c)

CuS (ac) + HNO3 (ac) ⎯→ Cu(NO3)2 (ac) + NO2 (g) + SO2 (g) + H2O(l)

d)

K2Cr2O7 (ac) + HCl(ac) ⎯→ KCl(ac) + CrCl3 (ac) + Cl2 (g) + H2O(l)

e)

Cu2O(s) + KClO4 (ac) + H2O(l) ⎯→ Cu(OH)2 (ac) + KClO3 (ac)

10. Se hace reaccionar una solución acuosa de ácido sulfúrico con hidróxido de sodio sólido: a) Escribir la ecuación química que describe la reacción y clasificarla. b) Calcular cuántos moles de ácido se necesitan para reaccionar totalmente con 160 g de hidróxido sólido de 54% de pureza.

11. El sulfuro de cromo (Cr2S3) es uno de los principales contaminantes de las curtiembres. Para investigar las características de este compuesto se lo prepara haciendo reaccionar 10 g de Cr(s) y 10 g de S(s): a) escribir la ecuación de la reacción que produce Cr2S3 a partir de estos reactivos y clasificarla, b) calcular la masa de Cr2S3 que podría obtenerse como máximo,

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c) mencionar al menos dos razones por las que la masa a obtener podría ser menor que la calculada en b), partiendo de las mismas cantidades de reactivo.

12. El filamento de las lámparas es de tungsteno [W(s)] se obtiene por la reacción del óxido de tungsteno (VI) [WO3 (s)] con hidrógeno gaseoso [H2 (g)], también se genera agua líquida. Si para generar la reacción se dispone de 69,8 g de WO3 y de 1,84 moles de H2, calcular: a) La masa de cada reactivo que se consume, b) La masa de W(s) que se produce, c) El rendimiento del proceso si solo se obtienen 51,2 g de W(s). 13. Se hace reaccionar suficiente cantidad de hidrógeno gaseoso con 10 g de CuO sólido de 87% de pureza. Se obtiene cobre sólido y agua líquida como producto de la reacción. a) Escribir la reacción balanceada. b) Calcular la masa de agua formada. c) Calcular cuántos moles de cobre se producen.

14. La soda cáustica (nombre comercial del NaOH) se prepara mediante la reacción de carbonato de sodio con Ca(OH)2 (cal apagada). Se obtiene carbonato de calcio como producto secundario. Determinar la masa de soda cáustica que puede obtenerse al hacer reaccionar 50 kg de carbonato de sodio de 95,8% de pureza con exceso de cal apagada en un proceso que tiene una eficiencia de η=92%.

15. El CaCO3(s) es el principal componente de ciertas tabletas antiácidas. En contacto con una solución de HCl reacciona según: CaCO3(s) + HCl(ac) → CO2 (g) + CaCl(ac) + H2O(l). a) Nombrar reactivos y productos b) Calcular el volumen de una solución de [HCl]=0,1 mol/L que reacciona con una tableta de 0,54 gramos de CaCO3(s) (suponer que el reactivo está puro). c) Determinar el porcentaje de pureza de la tableta mencionada en el inciso anterior si solo se consumieron 79 mL de la solución de [HCl]=0,1 mol/L.

16. Se hace reaccionar una muestra de Fe2(CO3)3 de 77% de pureza con una solución de HNO3 19% m/m y densidad=1,1 g/mL, obteniéndose 0,6 mol de CO2 (las impurezas resultaron inertes). La reacción puede ser descrita mediante la siguiente ecuación no balanceada: Fe2(CO3)3 (s) + HNO3 (ac) ⎯→ Fe(NO3)3 (ac) + CO2 (g) + H2O(l); determinar: a) Los nombres de los reactivos y de los productos. b) El volumen de HNO3 (ac) utilizado. c) La masa de Fe2(CO3)3 impuro que se utilizó. 17. a) Clasificar las siguientes reacciones: 2 KClO3 (s) ⎯→ 2 KCl(s) + 3 O2 (g) 11

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CH4 (g) + 2 O2 (g) ⎯→ CO2 (g) + 2 H2O(g) b) ¿Qué masa de clorato de potasio se necesitará para producir la cantidad de oxígeno que se necesita para que reaccionen 33,2 g de metano?

18. Al efectuar la reacción: Fe(s) + H2SO4 (ac) ⎯→ FeSO4 (ac) + H2 (g); se obtienen 4,26x10-3 moles de H2(g). Calcular: a) La masa de una muestra de Fe(s) que posee un 60% de pureza. b) La masa obtenida de FeSO4. c) El volumen mínimo de [H2SO4]=0,1 mol/L necesario para realizar la reacción. d) El volumen de solución concentrada de H2SO4 (96% m/m y d=1,85 g/mL) necesario para preparar 2 litros de la solución [H2SO4]=0,1 mol/L.

RESPUESTAS Consultar con los auxiliares las respuestas que no se muestran 2 a) [HNO3] = 0,0625 mol/L

b) [H2SO4] = 3,3 mol/ L

3 Vsolución=25 mL 4 a.i) V=32,6 mL; a.ii) V=5,43 mL a.iii) V=54,3 mL; 5 a) mLiOH=3 gramos

b.i) a.iii; bii) a.ii; b.iii) a.i

Tomo 125 mL de la solución 1 mol/L y llevo a Vfinal=250 mL

6 a) [A]=0,4 mol/L; [B]=0,016 mol/L; [C]=6,4x10-4 mol/L

b) 0,4mL A→Vfin=250 mL

7 a) “X”=HCl

c) “X”=H2O

d) “X”=H2S

b) mW=55,4 g

c) η=92,5%

b) “X”=NO2

10 b) nH2SO4=1,08 moles 11 b) mCr2S3=19,2 g 12 a) mWO3=69,8 g (R. Lim.) y mH2=1,81 g 13 b) mH2O=1,97 g

c) nCu=0,11 moles

14 mNaOH=33,3 kg 15 b) VHCl=108 mL

c) 73,1% de pureza

16 b) VHNO3=361,7 mL

c) mFe2(CO3)3=75,74 g

17 a) Descomposición; combustión

b) mKClO3=339,2 g

18 a) mFe impuro=0,393 g

b) mFeSO4=0,641g

c) Vmínimo=42,2mL

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d) VSN conc=11 mL

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GUÍA Nº 2 UNIDAD Nº 2

TEMAS: ESTRUCTURA ATÓMICA CLASIFICACIÓN PERIÓDICA

Los elementos químicos según su abundancia en nuestro planeta 1.

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Indicar cuáles de las siguientes afirmaciones son falsas y justificarlas. Para un átomo dado: a) Los protones ocupan la zona nuclear. b) El número atómico es la suma de protones y neutrones. c) La masa de un protón es mucho menor que la de un neutrón. d) Los neutrones ocupan la zona extranuclear. e) El número de protones es igual al número de electrones. f) Con el número atómico se puede determinar el número de neutrones. g) La zona nuclear ocupa un pequeño volumen sin masa.

2.

a) Indicar si las siguientes afirmaciones son correctas, en caso contrario, modificarlas para que lo sean: i. Dos isótopos tienen igual número másico pero diferente número atómico. ii. No es posible que dos electrones en un átomo tengan tres números cuánticos iguales. iii. Todos los electrones de un mismo nivel energético tienen igual spin. iv. Excepto en el nivel n=1, todos los electrones que se encuentran en distintos orbitales del mismo nivel principal tienen la misma energía. v. En los orbitales atómicos f se pueden ubicar hasta 14 electrones con diferentes números cuánticos. vi. En la tabla periódica de los elementos existe una serie de transición interna con elementos que completan el subnivel 3f. a) El iodo radioactivo (131I) es un isótopo del iodo natural (127I) y se usa como fuente de emisión de radiación en algunos tratamientos médicos. ¿Qué diferencia existe en la estructura atómica de ambos isótopos?

3. Escribir la configuración electrónica de un átomo con Z=19, indicar y justificar si las siguientes afirmaciones son correctas: a) El átomo descripto se encuentra en su estado fundamental. b) Corresponde a un elemento que pertenece al grupo de los metales alcalinos. c) Corresponde a un elemento que pertenece al período 5 de la tabla periódica. d) Si el electrón de valencia pasara desde el orbital 4s al 5s emitiría energía luminosa que daría lugar a una línea en el espectro de emisión.

4.

a) Se tiene un elemento cuyo catión con carga 2+ tiene la siguiente configuración electrónica externa: 4s2 4p6. Si el número másico del isótopo más estable (X) de dicho elemento es A=87, calcular cuántos neutrones tiene el núcleo del isótopo X. b) Indicar cuál es el número máximo de electrones que pueden acomodarse en un nivel n=4 y cuál en un subnivel 4f. c) Indicar cuál de las siguientes subcapas tendrá mayor energía. ¿Cuál es el número máximo de orbitales y de electrones que podría ubicarse en cada una? 14

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i) n=3; l=2

ii) n=2; l=0

iii) n=1; l=0

iv) n=2; l=1

d) Indicar cuál es el número cuántico que determina: i)

La forma del orbital;

ii) La energía del orbital; iii) Las propiedades del espín del electrón; iv) La orientación espacial del orbital.

5. Nombrar el elemento, los elementos, los períodos o grupos que cumplen cada una de las siguientes descripciones: a) Gas noble con un subnivel 3p completo. b) Metal alcalinotérreo con electrones de valencia ubicados en el subnivel 4s. c) No metales con configuración electrónica con capa externa ns2 np5. d) Calcógeno con electrones de valencia ubicados en el subnivel n=2.

6.

a) Copiar la siguiente tabla y completar los espacios en blanco suponiendo que cada columna corresponde a un átomo neutro: Símbolo protones neutrones electrones A (Nº másico) Z (Nº atómico)

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K 27 32

61 47

55 133

b) Escribir un conjunto de números cuánticos que identifique el electrón desapareado del K.

7. Indicar Verdadero o Falso y justificar las respuestas. Cierto átomo tiene 8 protones y 8 electrones, entonces corresponde a un elemento que: a) Es metálico. b) Es representativo. c) Pertenece al segundo período. d) Está ubicado en el grupo VI A o 16. e) Es más pequeño que el átomo que tiene 9 protones.

8.

a) Para cada uno de los siguientes iones Br-, Sr2+, Fr+, escribir un átomo neutro (uno para cada ion) que sea isoelectrónico y ordenar por tamaño cada par (ion, átomo neutro isoelectrónico). Justificar la respuesta. b) Ordenar según radio creciente a los iones que forman el compuesto KCl. Justificar la respuesta.

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c) Ordenar las siguientes especies isoelectrónicas: F-; Mg2+; O2-; Na+; Al3+; Ne; de acuerdo a su tamaño creciente. Buscar el radio iónico o atómico (según corresponda) en la TP y verificar el ordenamiento efectuado. d) Analizar en conjunto los siguientes datos asociados a especies relacionadas con el H y justificar por qué los radios son tan diferentes: radio de H+=10-6 nm; radio de H=0.037 nm; radio de H-=0,21 nm.

9. Dados los iones Cl- y Ca2+: a) Escribir su configuración electrónica completa. b) Indicar cuál de ellos (o ambos, o ninguno) tiene un electrón con el siguiente conjunto de números cuánticos: n=4; l=1; m=0; s=+1/2. c) Indicar cuál es el elemento neutro que es isoelectrónico con ambos y ordenar las tres especies según tamaño creciente. Justificar la respuesta.

10.

a) Dados los siguientes elementos: plomo, azufre, silicio, germanio; responder las consignas justificando las respuestas: i. Ordenarlos según radio atómico creciente. ii. Ordenarlos según potencial de ionización creciente. iii. Ordenarlos según afinidad electrónica creciente b) Escribir la configuración electrónica completa para una especie con Z=16 y 18 electrones. Indicar un conjunto posible de números cuánticos para alguno de los electrones del subnivel de mayor energía.

11.

a) Graficar los valores de potencial de ionización en función del número atómico para los elementos comprendidos desde H hasta Na y explicar el resultado obtenido. b) Indicar si se espera obtener una curva similar para los elementos del tercer período. c) Extraer conclusiones sobre la estabilidad relativa de los subniveles llenos y semillenos.

12.

a) El He es el elemento de mayor potencial de ionización. Señalar las causas que hacen que este valor sea el más elevado. b) Indicar y justificar en los elementos Z=32; Z=33; Z=34; cuál se espera que presente el mayor valor de potencial de ionización. Comparar la estimación con los valores de la Tabla Periódica.

13. Considerando a los elementos del tercer periodo de la Tabla Periódica: a) Indicar el que tenga menor energía de ionización, escribir la reacción que describa el proceso. Justificar la respuesta. b) Ordenar por tamaño creciente del átomo a los metales del periodo señalado. Justificar la respuesta. c) Considerar los iones de dichos metales y ordenarlos por tamaño creciente del ión. Justificar la respuesta. 16

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d) Señalar un elemento no metálico con solo dos electrones desapareados, escribir su configuración electrónica y dar un conjunto de números cuánticos permitido para cada electrón desapareado.

14. La configuración electrónica del último subnivel ocupado de un elemento A es xsy y de un elemento B es ypx. Se sabe que B es un halógeno. Indicar y justificar: a) El valor de x y el valor de y. b) ¿Cuál de las siguientes será la fórmula del compuesto que pueden formar A y B? AB; A2B; AB2; A3B2; A2B3. d) El nombre del compuesto.

RESPUESTAS Consultar con los auxiliares las respuestas que no se muestran. 4 14

a) 49 neutrones

b) 32 electrones y 14 electrones

c) i) 3d. i) 5 orbitales y 10 e-; ii) 1 orbital y 2 e-; iii) 1 orbital y 2 e-; iv) 3 orbitales y 6 ea) x=5; y=2

b) AB2

c) Fluoruro de estroncio

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GUÍA Nº 3 UNIDAD Nº 3

TEMAS: ENLACES INTERATÓMICOS FUERZAS INTERMOLECULARES

1.

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Suponiendo que se establece un enlace entre partículas de los siguientes pares de elementos, predecir si la unión será iónica o covalente: a) O y C;

b) F y Si;

c) H y Br;

d) Cl y K;

e) H y S.

2. Detallar las configuraciones electrónicas de los iones presentes y escribir las fórmulas mínimas de los compuestos formados por los siguientes pares de elementos: a) Na y Br;

b) Ca y O;

c) S y Li;

d) F y Mg.

3. Los compuestos iónicos NaF y MgO tienen estructura cristalina del tipo NaCl. A partir de la comparación de los tamaños relativos entre las especies (isoelectrónicas) Na+ y Mg2+, y la comparación de los tamaños relativos entre las especies (isoelectrónicas) F- y O2- predecir: a) Cuál compuesto tendrá mayor energía de enlace. b) Cuál compuesto tendrá mayor temperatura de fusión.

4. Escribir las estructuras de Lewis, señalar la geometría electrónica, la geometría molecular, y polaridad neta de las siguientes moléculas: a) (CH4)

metano b) dióxido carbono

e) agua

5.

de c) amoníaco (NH3)

f) trifluoruro de boro

g) ácido (HCN)

d) dióxido de azufre

cianhídrico h) (CH2O)

formaldehído

a) Escribir las estructuras de Lewis del carbonato de calcio (CaCO3) y del sulfato de calcio (CaSO4). Indicar qué tipo de enlaces interatómicos hay presentes en cada sustancia. b) Comparar las energías reticulares del CaCO3 y del CaSO4. Estimar cuál de estos compuestos fundirá a mayor temperatura. Justificar las respuestas.

6. a) Dibujar la estructura de Lewis del ion nitrato. b) Sobre la base de esta estructura comparar las longitudes de cada enlace N-O. c) Experimentalmente se encuentra que la longitud de los tres enlaces N-O es igual. Justificar.

7. Dada la siguiente lista de compuestos indicar el/los tipos de enlace presentes en cada uno y dibujar la estructura de Lewis de las especies con enlaces covalentes (moléculas e iones poliatómicos), para estos casos indicar la geometría molecular o del ión. a) K2O;

b) NH3;

c) CO2;

d) BaF2;

e) NaNO3;

f) HCl.

8. Justificar las siguientes afirmaciones: a) Las moléculas de PF3 son polares, pero las moléculas de SiF4 son no polares. b) Las moléculas de CO2 son no polares pero las de SO2 son polares. c) La geometría molecular del BF3 es diferente a la geometría molecular del PF3. 19

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d) El BeCl2 es un compuesto covalente. e) Existe el compuesto de fórmula molecular PCl5 pero no existe el compuesto de fórmula NCl5. f) Los ángulos entre los enlaces N-H son diferentes en la molécula de amoníaco, comparados con los mismos ángulos en el ion amonio. g) El SnF2 tiene características de compuesto iónico pero el SnF4 tiene características de compuesto covalente. h) En la molécula de SO3 resulta más favorable la formación de tres enlaces covalentes dobles que la formación de un enlace covalente doble y dos covalentes simples. i) El ion CO32- presenta resonancia. 9. Dados los elementos Na, Al, O, Cl: a) escribir la fórmula y nombrar dos compuestos iónicos combinando (en cada uno) NO más de dos de estos elementos. Entre ellos, seleccione al de mayor energía reticular. b) escribir la fórmula y nombrar dos compuestos covalentes combinando (en cada uno) NO más de dos de estos cuatro elementos. Indicar en cada uno de ellos la polaridad de cada enlace covalente c) escribir la fórmula y nombrar un compuesto que tenga ambos tipos de enlace (iónico y covalente) combinando tres de estos cuatro elementos.

10.

a) El nitrógeno forma el compuesto NF3, mientras que el NF5 no existe. Para el caso del fósforo se conocen ambos compuestos: PF3 y PF5. Escribir las estructuras de Lewis y la geometría molecular del NF3, PF3 y PF5 y explicar por qué no existe el NF5. b) Indicar cuáles de las siguientes moléculas se espera que sean polares: H2, HI, O2, PF3, PF5. Justificar. a) Los puntos de ebullición de los halogenuros de hidrógeno: HCl, HBr y HI aumentan al elevarse la masa molar. Sin embargo los puntos de fusión y ebullición de los halogenuros de sodio: NaCl, NaBr y NaI, disminuyen al aumentar su masa molar. Justificar.

11.

a) Identificar los tipos de fuerzas intermoleculares que pueden surgir entre moléculas de cada una de las siguientes sustancias: i) Cl2; ii) CH3OH; iii) HF b) Para cuáles de las siguientes sustancias serán importantes las interacciones dipolo-dipolo: i) CH4; ii) CH3Cl; iii) CHCl3; iv) CO2; v) O2.

12. Explicar la variación de los puntos de fusión de los siguientes halogenuros de carbono sólidos, teniendo en cuenta la geometría y polaridad de las moléculas involucradas: CF4 (90 K); CCl4 (250 K); CBr4 (350 K); y CI4 (440 K). 13. Justificar las diferencias entre los valores de las propiedades para cada par de compuestos PA R

COMPUEST O

P.Ebullición (°C)

P. Fusión (°C)

Calor de fusión (kcal/mol)

I

H2O

100

0

1436 20

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II

H2S O2 Cl2

-60,7 -183 -34,6

-85,5 -218,7 -100

RESPUESTAS :Consultar con los auxiliares

21

0,568 0,106 1,53

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GUÍA Nº 4 UNIDAD Nº 4 TEMAS: GASES LÍQUIDOS SÓLIDOS

¿Sabías que el gas cloro (Cl2) fue usado como primera arma química en la Primera Guerra Mundial (1914-1918)? En abril de 1915, el ejército alemán u lizó gas cloro en la batalla de Ypres, al oeste de Bélgica. El gas cloro ene un olor dis n vo, gusto metálico y es capaz de irritar el fondo de la garganta y el pecho. El cloro puede reaccionar con el agua en la mucosa de los pulmones para formar ácido clorhídrico, que puede ser letal. El cien fico alemán Fritz Haber del Kaiser-Wilhelm-Ins tute en Berlín (posteriormente ganador de un Premio Nobel de Química en 1918) en colaboración con el conglomerado químico alemán IG Farben, fueron quienes desarrollaron métodos para descargar el gas cloro contra una trinchera enemiga. Se alega que el rol de Haber en el uso del cloro como un arma mortal condujo a su esposa, Clara Immerwahr, al suicidio. Después de su primer uso, el cloro fue u lizado por ambos lados como arma química, pero pronto fue reemplazado por los gases más mortales fosgeno y gas mostaza. 1. 22

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Evangelista Torricelli (Italia, 1608-1647, discípulo de Galileo Galilei) construyó el primer barómetro de mercurio, con el cual demostró la existencia del vacío y su teoría sobre el “mar de aire” (atmósfera). Si fuera necesario fabricar un barómetro con agua de mar (densidad = 1,027 g/cm3) para medir la presión atmosférica en cierto lugar, ¿qué altura alcanzaría el agua en el barómetro teniendo en cuenta que un barómetro de mercurio alcanzaría 735 mm? (La densidad del mercurio es 13,6 g/cm3).

2. Se conecta un recipiente que contiene gas neón a un manómetro de rama abierta y se determina que la presión del gas es de 0,89 atm. a) Si la presión atmosférica es de 762 Torr ¿qué diferencia de altura habrá entre ambos lados del mercurio en el manómetro? b) ¿En qué rama del manómetro será mayor la altura del mercurio, en la que está conectada al recipiente que contiene el gas o la abierta a la atmósfera? c) Determinar la nueva presión si se transfieren 7,5 mL de neón a 0,89 atm a un recipiente vacío de 1 L de volumen manteniendo la temperatura constante

3. Un tubo de aerosol de 25 mL a 25 ºC y 112 kPa se tiró en un incinerador. El tubo explotó cuando la temperatura en su interior llegó a 625 ºC. ¿Cuál fue la presión en el tubo justo antes de que explotara? Considerar comportamiento ideal.

4. Un globo se infla con He hasta un volumen de 22,5 L cuando la presión atmosférica es 963.5 hPa y la temperatura es 18 ºC. Se enfría el globo a una presión constante hasta que su volumen es de 19,95 L. ¿Hasta qué temperatura en grados Celsius se enfrió? Considerar comportamiento ideal.

5. El volumen de aire que cabe en un pulmón (355 cm3) se exhala dentro de una máquina que mide la capacidad pulmonar. Si el aire se exhala a una presión P=10430 Pa y a T=37 ºC pero la máquina se encuentra en condiciones ambientales de 0,96 atm y 23 ºC ¿cuál será el volumen de aire medido por la máquina? Considerar comportamiento ideal.

6. Un recipiente de 125 mL contiene 0,18 g de un gas a 1,3 atm y 77 ºC. Si suponemos comportamiento ideal: a) ¿Cuál es la masa molar del gas? b) ¿Cuál es la masa molar relativa y la masa en gramos de una molécula de dicho gas?

7. A una dada masa de gas, que ocupa un volumen V0 a temperatura T0 y una presión P0, se la someten a los siguientes procesos sucesivos: a) se la calienta isobáricamente hasta T1, b) se la comprime isotérmicamente hasta P1 c) se la enfría isobáricamente hasta volver a T0, d) se la expande isotérmicamente hasta volver a P0. 23

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Utilizando gráficos P vs V y V vs T, representar la evolución del volumen en cada etapa. Calcular el volumen final. Considerar comportamiento ideal. 8. Un equipo de gasificación de agua emplea cilindros de acero de 250 mL con dióxido de carbono. Cada cilindro pesa 1,04 kg cuando está lleno y 0,74 kg cuando está vacío. ¿Cuál es la presión del gas en un cilindro a 20 ºC? Considerar comportamiento ideal.

9. El primer vuelo en aerostato lleno de gas hidrógeno lo realizó Jacques Charles (Francia, 1746-1823) en noviembre de 1783. El último vuelo terminó en Nueva Jersey, en mayo de 1937, con el desastre del Hindenburg, que se incendió al intentar aterrizar. Estos aparatos aprovechaban la baja densidad del H2 (g) y se sostenían con el débil empuje del aire. a) ¿Cuál es la densidad del gas hidrógeno a 25 ºC y 800 Torr? b) ¿Cuál es la densidad del nitrógeno en esas mismas condiciones? c) Ordenar los siguientes gases en orden de densidad creciente (sin calcularla) en las mismas condiciones de temperatura y presión: N2; He; H2; CO2; H2S. ¿Cuál gas utilizaría en lugar del H2 para llenar un aerostato? Considerar comportamiento ideal en todos los casos.

10. Un recipiente de 4 L que contiene gas nitrógeno a 25 ºC y 80 mmHg está conectado mediante una válvula a otro recipiente de 10 L que contiene gas argón a 25 ºC y 47,2 mmHg. Se abre la válvula y los gases se mezclan. Considerar comportamiento ideal.

11.

a)

¿Cuál es la presión parcial de cada gas luego de la mezcla?

b)

¿Cuál es la presión total de la mezcla de gases?

a) Una muestra de Ar efunde a través de un tapón poroso en 147 segundos. Calcular el tiempo requerido para que el mismo número de las siguientes moléculas efundan en iguales condiciones de presión y temperatura: i) CO2; ii) SO2. b) Comparar las energías cinéticas en J/mol y las velocidades medias en m/s de las moléculas del inciso a) si T=35ºC.

12. Un vaso A contiene gas H2 a T=0 ºC y P=1 atm, y un vaso B (de igual volumen que A) contiene gas O2 a T=20 ºC y P=0,5 atm. Calcular las relaciones que demuestren (considerar comportamiento ideal): a) cuál de los vasos contiene más moléculas, b) en cuál vaso es mayor la energía cinética promedio de las moléculas, c) cuál de los vasos contiene mayor masa, d) si se llevaran ambos vasos a la misma temperatura, ¿en cuál habrá más choques de las moléculas contra las paredes del recipiente por segundo?

13. Una muestra con 3,4 g de H2S ocupa un volumen de 2 L y ejerce 1,2 atm de presión. Explicar por qué los siguientes enunciados son falsos: a) Se trata de una muestra sólida. 24

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b) El número de moléculas contenidas en la muestra es mayor que el número de moléculas contenidas en 3,4 g de agua. c) La velocidad promedio a la que se mueven las moléculas no se puede calcular. d) La densidad de esta muestra casi no varía con la temperatura. e) Si el volumen se reduce a la mitad la temperatura deberá duplicarse para mantener constante la presión. 14. El disulfuro de carbono arde con oxígeno de acuerdo con la siguiente reacción: Oxigeno (g) + CS2 (l) ⎯→ CO2 (g) + dióxido de azufre (g) a) Si en un recipiente de 2 L a 150 ºC se hacen reaccionar 35 g de oxígeno con 15 g de disulfuro de carbono ¿cuántos gramos de dióxido de azufre se producirán? b) Determinar la presión en el recipiente al final de la reacción. c) Describir la composición del sistema gaseoso al final de la reacción indicando la fracción molar de cada componente.

15. Una muestra gaseosa de amoníaco que ocupa 15 mL a 100 mmHg y 30ºC se mezcla con 25 mL de gas cloruro de hidrógeno a 150 mmHg y 25ºC. Se lleva a cabo la reacción: NH3( g) + HCl (g) ⎯→ NH4Cl (s) a) Calcular la masa de cloruro de amonio que se forma. b) Determinar la presión a 27ºC luego de que la reacción se completa, en el volumen combinado de los dos recipientes originales.

16. Uno de los pasos del proceso comercial para convertir amoníaco en ácido nítrico implica la conversión de NH3 en NO: 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) ⎯→ 4 NO (g) + 6 H2O (g) a) ¿Cuál es el reactivo limitante cuando 1,5 g de NH3 reaccionan con 1,85 g de oxígeno? b) ¿Cuánto del reactivo en exceso queda una vez que se ha consumido totalmente el reactivo limitante? c) ¿Cuántos gramos de NO se forman? d) Si el proceso se realiza a 155 °C en un recipiente de 15 L, ¿cuál es la presión inicial del sistema? e) A la misma temperatura y volumen, ¿cuáles son las fracciones molares de cada uno de los productos finales y cuál la presión total?

17. Señalar cuál especie de cada par tendrá un comportamiento más cercano al ideal, de acuerdo a los postulados de la teoría cinética de los gases, (justificar la respuesta). a) H2 (g) o NH3 (g). b) Un gas a 100 ºC o el mismo gas a 100 K. 25

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c) Un gas a 1 atm o el mismo gas a 10 atm. 18. Justificar detalladamente los siguientes hechos experimentales: a) La presión de vapor de un líquido aumenta con la temperatura. b) El HF tiene un punto de ebullición de 19,5 ºC mientras que el del HBr (más pesado) es de -67 ºC. c) El punto de fusión del xenón es de -112 ºC y el del argón (s) es de -189 ºC. d) La presión de vapor del CH3OH es menor que la del CH3SH a todas las temperaturas. e) La presión de vapor del I2 (s) es mucho mayor que la del MgO(s) a la misma temperatura. 19. a) Construir el diagrama de fases del oxígeno a partir de los siguientes datos: Tfus(normal)=55 K; Teb(normal)=90 K; Ttriple=54 K, Ptriple=1,10 mmHg; Tcrítica=155 K; Pcrítica=50,1 atm. b) Marcar la región perteneciente a cada estado de agregación. c) ¿Qué tipo de sólido forma el oxígeno? d) ¿En qué estado de agregación estará el oxígeno a 100 mmHg y 83 K? e) ¿Qué ocurre si aumenta la presión hasta 500 mmHg a T constante?

20. Caracterizar los siguientes compuestos con ayuda de la tabla: Compuesto

Sólido iónico

Sólido covalente

Sólido molecula r

Sólido metálico

Fuerzas en la red

Br2 Ca MgO PH3 NaOH CO2 SiO2 Cuarzo) CaCO3 (Piedra caliza) CH3CH2OH (etanol)

21. Elegir una sustancia (simple o compuesta, integrada solo por elementos del período con número cuántico n=2) que en el estado sólido corresponda a cada tipo de sólido: a) Iónico b) Metálico c) Covalente d) Molecular Justificar la elección sobre la base de las propiedades y los enlaces correspondientes.

26

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22. Comparar al Ca y al CaO en estado sólido. Indicar de qué tipo de sólidos se trata, identificar las partículas que forman la red y mencionar las fuerzas que las mantienen unidas en cada caso. Mencionar una propiedad típica de cada tipo de sólido. 23. Un estudiante recibe cuatro muestras de sólidos W, X, Y y Z. Todos tienen un brillo metálico. Se les informa que los sólidos pueden ser oro, sulfato de plomo, mica (cuarzo o SiO2) y yodo. Identificar a cada uno de los sólidos sobre la base de los resultados de sus investigaciones, que son: a) W es un buen conductor eléctrico, X, Y y Z son malos conductores eléctricos. b) Cuando los sólidos se golpean con un martillo, W se aplana, X se parte en fragmentos, Y se convierte en polvo y Z no se altera. c) Cuando los sólidos se calientan con un mechero Bunsen, Y se funde con un poco de sublimación, pero X, W y Z no se funden.

RESPUESTAS Consultar con los auxiliares las respuestas que no se muestran. 1 h=973,3 cm 2 a) Δh=86 mm

b) el conectado al recipiente

c) P=6,68x10-3 atm

3 P=3,31 atm 4 T=-15ºC 5 V=378 cm3 6 a) mmolar=32 g/mol

b) Mr=32; muna molécula=5,314x10-23 g

8 P=655 atm 9 a) dH2=0,0862 g/L

b) dN2=1,206 g/L

10 a) PN2=22.8 mmHg; PAr=33,7 mmHg 11

a.i) tCO2=154 s; a.ii) tSO2=186 s

c) dH2< dHe0; a T elevada es factible

ΔEºR=-400

b) w=+0,247 kJ; ΔHºR=-80,3 kJ

a) mH2O=17,6 kg

b) ΔSºR=+89,4 J/KmolC

c) ΔEºR=-112 kJ/molC

d) ΔGºR=-137 kJ/molC; factible

a) ΔHºR=-987 kJ/mol (exotérmica)

b) ΔSºR=-173 J/K mol (se ordena)

c) ΔGºR=-936 kJ/mol (reacción favorecida) a.i) incorrecta, ΔHºR 0 actúa a favor. d) n=4,04 moles de C.

12 a) el éter dietílico.

b) V=20 mL.

41

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GUÍA Nº 7 UNIDAD Nº 7

TEMA: EQUILIBRIO QUÍMICO

1.

42

Química General I Universidad Nacional de Mar del Plata

El valor de Kc para la siguiente reacción es de 20,4 a 700 °C: SO2 (g) + a) Calcular Kc para SO3 (g) ⇄ SO2 (g) + 21 O2 (g). b) Calcular Kc para 2 SO2 (g) + O2 (g) ⇄ 2 SO3 (g).

1 2

O2(g) ⇄ SO3(g)

2. Al calentar SO3 a 600 ºC, se obtiene una mezcla en equilibrio donde la concentración de [SO3]eq=0,0106 mol/L y la [O2]eq=0,0016 mol/L. La reacción que describe el equilibrio es: 2 SO3 (g) ⇄ 2 SO2 (g) + O2 (g) a) Calcular Kc y Kp a esa temperatura. b) Calcular la presión total de la mezcla en equilibrio sabiendo que el volumen del recipiente es de 5 L.

3. Para el equilibrio: H2 (g) + CO2 (g) ⇄ H2O(g) + CO(g); Kc=4,4 a T=2000 K. Se introducen 1 mol de H2; 1 mol de CO2; y 2 moles de H2O en un reactor con una capacidad de 1 L. Determinar: a) Las concentraciones de productos y reactivos en el equilibrio. b) Kp. c) Las presiones parciales al llegar el sistema al equilibrio.

4. El carbonato de calcio sólido se descompone a alta temperatura formándose óxido de calcio sólido y dióxido de carbono gaseoso. Si a cierta temperatura la constante de equilibrio Kc=0,1; calcular la masa de CO2 que se forma cuando se establece el equilibrio en un recipiente de V=1L.

5. Para la reacción reversible: N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g); Kp=4,51x10-5 (T=450 °C). En cada uno de los casos siguientes, indicar si la mezcla está en equilibrio. Si no lo está, señalar la dirección en que se desplazará la reacción para alcanzar el equilibrio.

a) b) c) d)

PNH3 [atm] 100 30 26 100

PN2 [atm] 30 0 202 5

PH2 [atm] 500 600 42 60

6. Cuando 1 gramo de I2 (g) se calienta hasta 1000 K en un recipiente de 1 L, la mezcla que resulta en equilibrio contiene 0,83 g de I2 (g). Calcular Kc para la reacción de disociación: I2 (g) ⇄ 2 I(g) 7. En un recipiente de 10 L se introducen 0,61 moles de CO2 y 0,39 moles de H2 y se lo calienta a 1250 ºC. Luego de alcanzar el equilibrio de la reacción: CO2 (g) + H2 (g) ⇄ CO(g) + H2O(g); se analiza la mezcla de gases resultante encontrándose que hay 0,35 moles de CO2. Calcular: 43

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a) Moles de los otros gases en equilibrio. b) Presiones parciales de cada uno. c) Valores de Kc y Kp a dicha temperatura. 8. Si en un recipiente de 2 litros se mezclan 0,5 moles de H2O; 0,5 moles de CO; 0,5 moles de H2; y exceso de C sólido, se establece el siguiente equilibrio: H2O(g) + C(s) ⇄ CO(g) + H2 (g), cuyo Kp=76,4 (T=1000 ºC). a) Indicar la fracción molar y la presión parcial de cada gas, y la presión total de equilibrio. b) Calcular Kc para el equilibrio a esa temperatura.

9. En un recipiente vacío de 2 L se introducen 5 g de metanol gaseoso a 425 °C. Cuando se establece el equilibrio: CH3OH(g) ⇄ 2 H2 (g) + CO(g); se determina que la presión parcial de CO(g) es de 1,73 atm. Dato: :ΔHºf (metanol (g))=-200,66 kJ/mol a) Calcular Kp y Kc para el equilibrio dado a 425 ºC. b) Calcular la presión total en el equilibrio y la fracción molar del CO presente en equilibrio. c) Indicar y justificar cuál de las siguientes medidas produce un aumento de la concentración de monóxido de carbono: i) Elevar la temperatura. ii) Retirar metanol de la mezcla en el equilibrio; iii) Introducir H2 en la mezcla en equilibrio. 10. Se puede purificar níquel haciendo reaccionar níquel impuro con CO(g) a 60 ºC para producir Ni(CO)4 (g), que luego se calienta para descomponerlo y recuperar Ni puro. Considerar el proceso indicado por el equilibrio: Ni(s) + 4 CO(g) ⇄ Ni(CO)4 (g) a) Escribir la expresión de Kc y Kp para la reacción a 60 ºC. b) En un reactor previamente evacuado se colocan 2 kg de Ni impuro y CO(g) a una presión de 0,7 atm. Cuando el sistema alcanza el equilibrio a 60 ºC, la presión total medida en el reactor es de 0,25 atm. En cambio, si con las mismas cantidades iniciales la T se llevara hasta 250 ºC en el equilibrio la presión medida sería de 0,55 atm. Calcular las presiones parciales de los gases a T=60 ºC y T=250 ºC y Kp a T=60 ºC y T=250 ºC. c) Teniendo en cuenta los resultados obtenidos en b) indicar si la reacción será endo o exotérmica. Mencionar dos estrategias para favorecer la recuperación de Ni.

11. Para la siguiente reacción endotérmica: 2 COF2 (g) ⇄ CO2 (g) + CF4 (g); Kc=2 a 1000 ºC. Si 5 litros de una mezcla contienen 0,145 moles de COF2; 0,262 moles de CO2; y 0,074 moles de CF4 a dicha T: a) Indicar si la mezcla estará en equilibrio y, en caso negativo, en qué sentido tendrá lugar la reacción neta. b) Calcular cuántos moles de cada gas hay presentes cuando se alcanza el equilibrio. c) Señalar qué dos cambios en el sistema permitirían producir más CF4. Justificar.

44

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12. Dada la reacción: 2 Cl2 (g) + 2 H2O(g) ⇄ 4 HCl(g) + O2 (g) ; ΔH0R=+113 kJ/mol. Los cuatro gases que intervienen se mezclan y se permite que la reacción alcance el equilibrio. Indicar y explicar el efecto (aumento, disminución o invariabilidad) de realizar la operación de la columna de la izquierda sobre el valor de equilibrio de la cantidad de la columna derecha (la temperatura y el volumen se mantienen constantes, a menos que se indique explícitamente lo contrario): a) b) c) d) e) f) g) h) i)

aumento del volumen del recipiente. adición de O2. disminución del volumen del recipiente. disminución del volumen del recipiente. disminución del volumen del recipiente. aumento de la temperatura. aumento de la temperatura. adición de He. adición de un catalizador.

de H2O moles de H2O moles de Cl2 Presión parcial de Cl2 Kp Kp moles de HCl moles de HCl moles de HCl

13. Para el equilibrio químico: N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g); ΔH=-92,4 kJ/mol (T=298 K). a) Si se tiene un recipiente con 2,23x10-3 mol/L de N2; 1,24x10-3 mol/L de H2; y 1,12x10-4 mol/L de NH3. Indicar cómo evoluciona el sistema si para este equilibrio el valor de Kc=3,6x10-2. b) Una vez alcanzado el equilibrio, indicar qué efecto tendrá: i. Una reducción del volumen a T constante. ii. Un incremento de la temperatura hasta 600 ºC. c) En la síntesis industrial del amoniaco se recomiendan presiones altas y temperaturas del orden de 600 ºC, al mismo tiempo que la continua eliminación del amoniaco formado. Justificar cada una de estas recomendaciones.

14. En un recipiente de 1 L de capacidad se introducen 0,4 moles de HI; 0,2 moles de I2; y 0,1 moles de H2. El valor de Kc para la descomposición de 2 moles de HI es 2,07x10-2 a una temperatura de 1000 K. a) Discutir hacia donde se desplaza la reacción para alcanzar el equilibrio. b) Calcular la fracción molar de cada gas en el equilibrio. c) Calcular las presiones parciales de cada gas y la Kp. d) Discutir como evolucionaría el equilibrio si: i. se disminuye a temperatura (ΔHr>0); ii. se añade I2; iii. se agrega He; iv. se adiciona un catalizador.

45

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RESPUESTAS Consultar con los auxiliares las respuestas que no se muestran 1 0,049

Kc=416,16

2 0,0105; Kc=1,46x10-4

b) P=1,1 atm

3

H2]eq=[CO2]eq=0,520 mo/L; [H2O]eq=2,480 mol/L; [CO]eq=0,480 mol/L Kc

=PCO2=85,28 atm; PH2O=406,7 atm; PCO=78,7 atm

44,4 g 5

a)

Q=2,67x10-6Kp, reactivos ← Q=9,25x10-3>Kp, reactivos ←

649x10-4 7 8 9

0,13 moles H2; 0,26 moles CO; 0,26 moles H2O b) PCO2=4,37atm; PH2=1,62atm.; PCO=PH2O=3,25 atm Kc=1,48 ) xH2O=0,19; xCO=xH2=0,405; PH2O=16,5 atm; PCO=PH2=35,6 atm Kp=7,56; Kc=2,3x10-3

) Kc

7,93 atm, xCO=0,22

b) A 60ºC: PCO=0,1 atm; PNi(CO)4=0,15 atm; Kp=1500 10 250ºC: PCO= 0,5 atm; PNi(CO)4= 0,05 atm; Kp=0,8 Q=0,92Kc reactivos ←

13

14

a i) → productos

b.ii) reactivos ←

c) altas presiones y eliminación de NH3: desplaza hacia los productos; altas T: mayor velocidad de reacción. ) Q=0,125>Kc reactivos ←

b) xI2=0,20; xH2=0,06; xHI=0,74

c) PI2=11,48atm; PH2=3,28atm; pHI=42,64atm; KP=0,0207

d.i) reactivos ←

i) r eactivos ←

i) no se desplaza

46

no se desplaza

=0,73

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GUÍA Nº 8 UNIDAD Nº 7

TEMA: EQUILIBRIO EN SOLUCIONES ACUOSAS

1.

47

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a) Enunciar y ejemplificar la Teoría ácido-base de Brönsted-Lowry. b) Escribir la fórmula de la base conjugada de cada uno de los siguientes ácidos: H3PO4; HBr; H2C2O4; HS-; NH4+; PH3. c) Escribir la fórmula del ácido conjugado de cada una de las siguientes bases: NH3; Br-; NH2-; H2PO4-; OH-. 2. Identificar los pares ácido/base conjugado en cada reacción: a) HCO3-(ac) + H2O(l) ⇄ H2CO3

(ac)

+ HO-(ac)

b) H2C2O4(ac) + H2O(l) ⇄ HC2O4-(ac) + H3O+(ac) c) H3O+(ac) + HPO42-(ac) ⇄ H2PO4-(ac) + H2O(l) d) PH4+(ac) + H2O(l) ⇄ PH3 (ac) + H3O+(ac) e) CH3COO -(ac) + H2O(l) ⇄ CH3COO H(ac) + HO-(ac) 3. Calcular el pH, el pOH y la concentración de protones [H+] de las siguientes soluciones acuosas a 25 °C: a) 5x10-3 mol/L de HBr b) 0,044 mol/L de KOH c) 3x10-4 mol/L de Ba(OH)2 d) 1,6 g de ácido nítrico en 300 mL de solución. e) 3 g de hidróxido de magnesio en 0,6 L de solución. f) 1 mL de solución de ácido sulfúrico 98 %m/m y d=1,84 g/mL diluido hasta un volumen final de 2 litros. 4. Calcular el pH, el pOH y la concentración de protones [H+] de cada una de las siguientes soluciones a 25 °C: a) Una mezcla de 1 litro de HCl 10-3 mol/L con 1 litro de HNO3 0,01 mol/L. b) 0,1 g de hidróxido de calcio y 1 mL de HCl 36% m/V en 400 cm3 de solución. 5. Calcular la concentración molar de dos soluciones de hidróxido de calcio para obtener los siguientes valores de pH: a) pH=10; b) pH=8,6. 6. Si Kw=5,47x10-14 a 50 °C, calcular la concentración de protones [H+] y el pH de una disolución neutra a esta temperatura. Estimar si la disociación de agua será endo o exotérmica. 7. a) ¿El pH de una solución de ácido hipocloroso 0,1mol/L será (justificar sin realizar cálculos)?: a.i) menor que 1; a.ii) igual a 1; a.ii) mayor que 1 pero menor que 7; a.iv) mayor que 7. b) Calcular el pH de dicha solución y las concentraciones de todas las especies presentes.

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8. Se dispone de dos soluciones ácidas de pH=2: una de HNO2 y otra de HNO3. Calcular en cada caso la concentración del ácido y justificar. 9. Una solución conteniendo 2,5x10-3 mol/L de cierta sustancia tiene un valor de pH=3,8 a 25 °C. a) Calcular la concentración de protones en solución. b) Indicar si se trata de un ácido o una base, y sabiendo que es monoprótico/a justificar con cálculos si está totalmente ionizado/a o no. 10. a) Discutir si es posible acidificar agua disolviendo una sal. b) Una solución de CuSO4 es prácticamente neutra, mientras que una de Fe2(SO4)3 es levemente ácida. Justificar dicha observación con las reacciones apropiadas. 11. Mostrar si las siguientes sales darán o no reacción de hidrólisis al ser disueltas en agua. Explicar utilizando el concepto ácido-base de Brönsted. Indicar si la solución resultante será ácida, neutra o básica: a) Na2CO3; b) KCl; c) NH4Cl; d) NaCH3COO (puede usarse la forma simplificada NaAc) 12. Ordenar las siguientes soluciones según pH creciente: LiNO3, Al(NO3)3 y LiNO2. Justificar este orden escribiendo las reacciones ácido/base convenientes y señalar los pares conjugados.

13. Justificar las siguientes afirmaciones utilizando las reacciones y ecuaciones que sean necesarias en cada caso: a) El ion HS- puede actuar como ácido o como base, según a qué sustancia se lo enfrente. b) El valor de pH del agua pura depende de la temperatura. c) Si se disuelve Na3PO4 en agua, el pH de la solución será mayor que 7 y si se disuelve AlCl3 el pH será menor que 7. d) Una solución con 1 mol/L de HNO3 es tan ácida como otra con 1 mol/L de HClO4, pero una solución con 1 mol/L de HCN es menos ácida que cualquiera de las dos mencionadas antes.

RESPUESTAS Consultar con los auxiliares las respuestas que no se muestran 2,3; pOH=11,7; [H+]=5x10-3 mol/L 3 10,8; pOH=3,22 [H+]=1,6x10-11 mol/L 13,2; pOH=0,8; [H+]=6,3x10-14 mol/L

12,6; pOH=1,4; [H+]=2,5x10-13 mol/L 1,1; pOH=12,9; [H+]=8,5x10-2 mol/L 1,7; pOH=12,3; [H+]=2x10-2 mol/L

4 2,3; pOH=11,7; [H+(ac)]=5x10- 3 mol/L

1,7; pOH=12,3; [H+(ac)]=2x10-2 mol/L

5 OH)2]=5x10-5 mol/L

OH)2]=2x10-6 mol/L

663; [H+]=2,3x10-7 mol/L 7 =[ClO-]=5,5x10-5 mol/L; [HClO]=0,09995 mol/L; [OH-]=1,82x10-10 mol/L; pH=4,26 8 =1x10-2 mol/L; [HNO2]=0,24 mol/L 9 58x10-4 mol/L

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GUÍA N° 9 UNIDAD N° 8

TEMA: ELECTROQUÍMICA

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1. Ordenar las siguientes especies tal que aumente: a) su fuerza como agentes oxidantes en medio ácido SO42-, Cu+, Br2, O2. b) su fuerza como agentes reductores Zn, CI-, Sn2+, Mg. JUSTIFICAR LAS RESPUESTAS.

2. De la tabla de potenciales de reducción seleccionar una sustancia adecuada para cada una de las siguientes transformaciones (suponer que la concentración de todas las sustancias solubles es 1 mol/L) a) un agente oxidante capaz de oxidar Ni a Ni2+(ac), pero no Pb(s) a Pb2+(ac). b) un agente oxidante capaz de oxidar S2-(ac) a S°(s), pero no H2SO3 (ac) a SO42-(ac). c) un agente reductor capaz de reducir Cr3+(ac) a Cr2+(ac), pero no Cr3+(ac) a Cr°(s). 3. Para cada una de las siguientes combinaciones de cuplas: i) Al3+(ac)/ Al frente a Cu2+(ac)/Cu(s) ii) MnO41-(ac) , Mn2+(ac) frente a Fe3+(ac)/Fe2+(ac). a) Seleccionar qué cupla deberá ocupar el ánodo y qué cupla el cátodo, tal que de la combinación resulte una pila. Esquematizar una representación gráfica, indicando la dirección del flujo de los electrones en el circuito externo. Escribir las reacciones catódicas y anódicas y la reacción neta. b) Calcular la fem° (ΔE0) de las pilas.

4. Hacer el esquema completo la pila que se indica a continuación. Calcular el ΔE y la K de equilibrio a 298 K. Pt / H2(g) (1 atm) / H+(ac) (1 mol/L) // Cl2(g) (1 atm) / Cl-(ac) (0,1 moles/L) / Pt. 5. Un trozo de Zn se sumerge en una solución que contiene 1 mol/L de iones Zn2+(ac). Se forma una pila conectándolo con un par Ag+(ac) (1 mol/L)/Ag. a) Hacer el esquema completo de la pila, indicando ánodo y cátodo, signos, movimiento de iones y electrones, semirreacciones y reacción neta. b) Escribir la expresión de la constante de equilibrio de la reacción y calcularla. c) ¿Cuál será la concentración de iones Ag+(ac) cuando el voltaje de la celda es 1,45 V? (la concentración de las especies restantes permanece constante).

6. Para cada una de las siguientes cuplas: i) Al3+(ac)/Al frente a Ag+(ac)/Ag y ii) Al3+(ac)/Al frente a Cl2/Cl-(ac) a) Seleccionar qué par conforma el ánodo y cuál el cátodo tal que de la combinación resulte una pila. Escribir las semirreacciones catódicas y anódicas y la reacción neta de las dos pilas. b) Calcular el ΔEº de las pilas. c) Realizar una representación gráfica de la pila ii) indicando el sentido de circulación de los electrones e iones, material del ánodo y cátodo, y signo de los electrodos. 51

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d) Calcular el ΔE de la pila ii) si las concentraciones [Al3+(ac)]=0,1 mol/L; [Cl-(ac)]=0,5 mol/L y la presión PCl2=1 atm 7. La formación de agua a partir de sus elementos es una reacción redox con la cual puede armarse una pila según las siguientes reacciones (en condiciones estándar): O2 (g) + 4 H+(ac) + 4 e- → 2 H2O(l) H2 (g) + 2 HO-(ac) → 2 H2O(l) + 2 ea) Identificar el agente oxidante y el agente reductor. b) Escribir la reacción neta y calcular ΔE° y ΔG° a 298 K. c) Armar el esquema completo de una pila.

8. Comparar la electrólisis de MgCl2 fundido con la de MgCl2 en solución acuosa (en ambos casos con electrodos inertes). a) Mostrar cuáles son las especies presentes en cada caso. b) Explicar por qué se obtienen distintos productos y predecir cuáles son en cada caso. c) ¿Cuál será el voltaje mínimo para obtener magnesio como producto? d) ¿Qué carga deberá circular para obtener 100 g de Mg?

9. Se hace pasar corriente a través de dos celdas conectadas en serie, por lo cual dicha corriente será la misma en ambas celdas. La celda A contiene una solución de AgNO3 y tiene electrodos de Pt. La celda B contiene una solución de CuSO4 y tiene electrodos de Pt. La corriente pasa hasta que se desprende O2 (g) en el ánodo de la celda A. Indicar qué productos se obtienen en los demás electrodos.

10. a) Calcular el voltaje mínimo necesario para electrolizar una solución acuosa neutra de NiBr2. b) Esquematizar la celda, indicar las reacciones en cada electrodo y el material elegido. c) Si la electrólisis se realiza hasta obtener 6 g de níquel, calcular cuánta carga ha circulado y qué corriente se necesitará para obtener dicha masa de níquel en 1 hora.

11.

a) Hacer un esquema de una celda que permita electrolizar una solución acuosa de LiNO3. Escribir las reacciones que ocurren cada electrodo y escribir la reacción neta. b) Los dos gases obtenidos en la electrólisis se recogen juntos en un recipiente de 10 L a 50 °C. Del gas que se genera en el ánodo se obtienen 0,8 moles. ¿Cuál será la presión parcial de cada gas? ¿Qué cantidad de carga habrá sido necesario hacer circular? c) ¿Qué hubiera pasado si el experimento en a) se hubiera realizado sin disolver el soluto (con agua pura)?

12. Se empleó una corriente de 15 A para cubrir de níquel por ambas caras una lámina cuadrada de metal de 4 cm de lado. El baño electrolítico es una solución neutra de NiSO4. a) Escribir las semirreacciones anódica y catódica. 52

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b) Dibujar el esquema de la celda electrolítica. c) ¿Qué masa de níquel se deposita si la corriente circula por una hora? d) ¿Cuál es el espesor de la cubierta de níquel al cabo de 1 hora? (Buscar la densidad del Ni en la TP). e) ¿Qué volumen de gas a T=50 °C y P=1,05 atm se desprende en el ánodo por hora? 13. Una solución acuosa de perclorato cúprico se electroliza entre electrodos inertes durante 60 minutos. La única reacción catódica es el depósito de 0,487 g de Cu. a) Indicar cuál es la reacción anódica. b) Calcular la cantidad de carga involucrada y la corriente promedio que circula. c) Calcular cuántos moles, litros (CNPT) y gramos de producto gaseoso se liberan en el ánodo.

14. La electrólisis de una solución de HCl produce 94 cm3 de H2(g) y 94 cm3 de Cl2(g) medidos a T=25 °C y P=1 atm. a) Escribir las reacciones anódica, catódica y total de la electrólisis. b) Dibujar la celda electrolítica, indicando ánodo, cátodo, movimiento de iones y electrones y material de los electrodos. c) Calcular cuántos coulombs han pasado a través de la celda. d) Si la electrólisis se realizó en 10 minutos, calcular cuál fue la intensidad de la corriente que circuló. RESPUESTAS Consultar con los auxiliares las respuestas que no se muestran 1

a) Fuerza como agentes oxidantes: O2 > Br2 > Cu+ > SO42b) Fuerza como agentes reductores: Mg > Zn > Sn2+ > Cl-

3

b) i) ΔE0=2 V; ii) ΔE0=0,74 V

4

ΔE=1,419 V; Keq=1,26x1046

5

b) Keq = 7,6x1052

6

b) i) ΔE°=+2,46 V;

7

b) ΔE°=+2,06 V

8

c) Vmínimo=3,73 V

10

a) Vmínimo=1,34 V

11

b) PO2=2,12 atm; PH2=4,24 atm; q=3,09x105 C

12

c) mNi=16,42 g

13

b) q=1479 C; I=0,41 A

14

c) q=742,4 C

c) [Ag+] = 0,0137 mol/L ii) ΔE°=+3,02 V

d) ΔE=+3,06 V

ΔG°=-795,16 kJ d) 7,95x105 C c) q=1,93x104 C; i=5,36 A d) espesor=0,58 mm

e) V=3,53 L

c) n=3,83x10-3 moles; V=0,086 L; m=0,12g d) I=1,24 A

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GUIA DE REPASO PARA EL 2do PARCIAL (U1-U8) 1. Se hacen reaccionar 5 moles de butano (C4H10(g)) con 40 moles de oxígeno según la siguiente ecuación no ajustada: C4H10(g) + O2(g) ↔ CO2(g) + H2O(g). a) Identificar al reactivo limitante y determinar lo moles que no reaccionan del reactivo en exceso. b) Calcular los valores de q, W, y ∆E por mol de butano y para las cantidades dadas, si la reacción ocurre a presión constante (p=1 atm, T= 298K). 2. La reacción: NH4HS(s)⇄ NH3 (g) + H2S(g) tiene un ΔHR00)

10. ΔE0=+2,36 V ; ΔE=+2,29 V

11 T= 27,1ºC

12. sn. BaF2 ácida; sn BaCl2 neutra

14 ΔEmín=1,0 V

15. t= 16 s

16. sn HI 18. a)KC=5,3x10-2 ; b) vHI< vH2

17 pH = 12,5

19 a) w=-2,48 kJ/molNH3; ΔE0=-228 kJ/molNH3; ∆H0R=-226kJ/molNH3; ∆G0R=-40kJ/molNH3 21 i) m= 0.438 g AgNO3 impuro ii) 5 mL sn. 0.5 mol/L 22 a) qdis= +28,5 KJ/mol kJ/mol

b) [KBr]=2,31%m/V / 0,194 mol/L

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GUIA INTRODUCTORIA AL DESEMPEÑO EN EL LABORATORIO (Para leer antes de asistir a la primera clase de laboratorio)

CONTENIDOS 1- Información de interés 1a- Indicaciones generales 1b- Objetivos de los prácticos 1c- Asistencia 1d- Docentes encargados 1e- Presentación de informes 1f- Registro observaciones experimentales 2- Material de vidrio para medidas volumétricas 3- Manejo de los números 3a- Reglas de redondeo 3b- Análisis de errores 3c- Algunas operaciones o conceptos matemáticos 4- Haciendo e interpretando gráficos 4a- Introducción 4b- Cómo se realiza un gráfico 4c- Graficando rectas 5- Guía tipo para redactar informes de laboratorio

1- INFORMACIÓN DE INTERÉS 1a- INDICACIONES GENERALES ● Las prácticas de laboratorio se realizarán en los laboratorios 201 y 202 (primer piso, sobre calle Juan B. Justo). ● Al ingresar al laboratorio, la guía del trabajo práctico deberá estar leída y comprendida. Se recomienda resaltar o subrayar los aspectos principales del procedimiento a seguir para optimizar el tiempo. Habrá una evaluación escrita u oral antes o durante el trabajo práctico. ● Deberán traer: 1. Guardapolvo, de cualquier largo o color 1. Una calculadora científica. No es necesario que sea sofisticada pero sería deseable que permitiera calcular logaritmos, funciones exponenciales y trigonométricas y que manejara notación científica. 1. Trapos o rejillas para dejar limpio el lugar de trabajo al retirarse del laboratorio. 1b- OBJETIVOS DE LOS PRÁCTICOS ∗ Ilustrar los fenómenos y principios relevantes al curso ∗ Adquirir habilidad manual en técnicas básicas de laboratorio 57

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∗ Aprender a ser eficientes en la preparación y desarrollo de experiencias de laboratorio y en la optimización del tiempo ∗ Aprender a realizar observaciones y registrar datos ∗ Adquirir experiencia para determinar fuentes de error y estimar su importancia ∗ Informar los resultados de cada experiencia en forma razonablemente prolija, clara, completa y exacta. 1c- ASISTENCIA Se espera que los estudiantes estén presentes puntualmente al inicio de cada clase práctica y que permanezcan en el laboratorio durante todo el desarrollo del trabajo. Cada clase de laboratorio está calculada para poder completarse en 2 horas, sin embargo, los estudiantes deberán estar dispuestos a permanecer más tiempo si alguna complicación experimental demora su realización. Se debe asistir a todos los trabajos de laboratorio en forma obligatoria. 1d- DOCENTES ENCARGADOS La mayor parte del tiempo los estudiantes trabajarán bajo la supervisión de un ayudante de trabajos prácticos (ATP) o un ayudante alumno (AA). Habrá también un Jefe de Trabajos Prácticos (JTP) asignado a cada turno, quien será el responsable de la organización general. Es muy importante que cada estudiante identifique con nombre y apellido a todos los docentes que trabajarán en relación con él. 1e- PRESENTACIÓN DE INFORMES Al final de cada práctica deberá entregarse un informe. Para ello deberá completarse lo solicitado en el punto PRESENTACION DEL INFORME de cada guía. Si consta de más de una hoja se recomienda abrocharlas. El informe se entregará al final el práctico o en la clase de problemas de la semana siguiente a la realización de la práctica. 1f- REGISTRO OBSERVACIONES EXPERIMENTALES Dos de las principales actividades en las ciencias experimentales son: - realizar observaciones cuidadosas - llevar registros precisos de estas observaciones Entonces, un objetivo importante en cualquier curso de química es que los estudiantes se entrenen para tomar nota de sus observaciones experimentales en forma clara, precisa y completa. Las siguientes sugerencias pueden ser de utilidad: 1. Identificar cada página del informe con su nombre, fecha y título de la experiencia. 2. No usar lápiz sino algún tipo de lapicera de tinta permanente. 3. Registrar las observaciones directamente en el espacio destinado para ese fin (no usar papelitos adicionales). 4. Acompañar todos los datos registrados por las unidades que corresponda. 5. No borrar las anotaciones. Es importante llevar un registro completo, esto significa que debe contener también los errores cometidos. 6. Conviene incluir comentarios sobre hechos que parezcan relevantes (por ejemplo: “Tiré la solución equivocada y debo volver a empezar!!”). 7. Esforzarse por que los informes y anotaciones sean tan claros y legibles como su letra lo permita. 8. Cuando sea necesario hacer cálculos con los datos experimentales, el procedimiento de cálculo debe explicitarse. Si son necesarios varios cálculos similares es suficiente con un procedimiento “tipo”, a modo de ejemplo.

2- MATERIAL DE VIDRIO PARA MEDIDAS VOLUMÉTRICAS 58

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La medición y trasvase de cantidades conocidas de líquidos es una actividad muy frecuente en los laboratorios de química. Hay una gran variedad de material volumétrico de vidrio y el uso de cada uno depende de tipo de experimento y la precisión requerida. Una regla general establece que el material volumétrico se use a temperatura ambiente, pues el agregado de líquidos calientes o muy fríos puede afectar su calibración de fábrica. Cuando se requieren medidas de volumen de cierta precisión, es muy importante realizar una limpieza cuidadosa. La película de agua que se adhiere normalmente al vidrio limpio está calculada y, en general, no todo el líquido debe drenar. Este fenómeno se denomina “mojado del vidrio”. Otra consecuencia de este efecto es la formación de “meniscos”. Cuando el recipiente es un tubo angosto como una bureta o probeta, la superficie plana de líquido se distorsiona. Para agua y la mayoría de otros líquidos la curvatura es hacia arriba. El nivel de líquido que se usa para leer el volumen es la parte de abajo del menisco, pues este es el nivel que puede verse con mayor precisión (figura 1). El mercurio moja el vidrio con curvatura convexa y en este caso se debe leer la parte superior del menisco. Cuando se lee un volumen es importante que el ojo del experimentador este al nivel del menisco. La lectura varía con la posición del observador, este es un fenómeno bien conocido que se denomina paralaje. Probetas: se utilizan cuando no es necesaria demasiada precisión en la medición de los volúmenes. Las probetas no están calibradas en sentido analítico y no deben usarse para preparar soluciones de concentración exactamente conocida. Normalmente el volumen puede leerse hasta ±1-2% de la capacidad total. Pipetas: se utilizan para transferir cantidades conocidas de líquidos. Las hay de diversas capacidades, entre 1 y 50 mL. Algunas son graduadas y permiten medir cantidades de líquido variables y otras son de doble aforo, tal que sólo permiten medir un único volumen contenido entre dos marcas. No hay que introducir la pipeta en los frascos rotulados. Se recomienda utilizar una pera de goma para llenar la pipeta, en vez de succionar con la boca. Conviene enjuagar la pipeta con la solución a trasvasar antes de usarla. Al vaciarla se puede tocar el interior del recipiente para desprender alguna gota que quedara colgando, pero no hay que soplar para expulsar la pequeña porción de líquido que naturalmente queda retenida dentro de la pipeta. Esta está calculada en la calibración. Matraces: están diseñados para facilitar la preparación de soluciones de concentración exactamente conocida. La capacidad está dada por una línea marcada en el cuello del matraz. Las capacidades más comunes varían en el intervalo de 10 mL a 2 L. En el matraz se introduce en primer lugar el soluto, que puede ser líquido o sólido. Luego se agrega solvente hasta la mitad y se agita vigorosamente. Luego se agrega más solvente hasta alcanzar la base del cuello y se agita nuevamente. Luego se completa agregando solvente gota a gota hasta la marca, evitando errores de paralaje, y se agita nuevamente, invirtiendo el matraz por lo menos veinte veces. Buretas: están diseñadas para facilitar la descarga de cantidades precisas de líquido. El robinete que controla el caudal de líquido está ubicado en el extremo inferior. Comúnmente vienen de 25 y 50 mL de capacidad total con divisiones al 0.1 mL. La bureta se usa habitualmente para realizar titulaciones, donde se adiciona un reactivo sobre otro que este contenido generalmente en un erlenmeyer hasta que se alcanza un punto final deseado (indicado por algún cambio de color en el erlenmeyer). 59

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Antes de usarse, la bureta debe enjuagarse con la solución por lo menos tres veces. Luego se llena la bureta y se enrasa. La posición del menisco debe leerse con precisión. Para esto es útil preparar un trozo de papel con una marca negra como se ve en la figura 2. La técnica correcta para sostener una bureta se muestra en la figura 3 para personas diestras, quienes deben sostener y controlar el robinete con su mano izquierda y agitar el erlenmeyer con su mano derecha. La punta de la bureta debe ubicarse dentro del cuello del erlenmeyer. Antes de comenzar se lee el volumen inicial. La adición del reactivo contenido en la bureta puede ser rápida al principio y hacerse más lenta a medida que se observan cambios de color cuando los dos líquidos entran en contacto. Cuando se está cerca del punto final, las adiciones deben hacerse gota a gota, enjuagando las paredes del erlenmeyer y agitando entre una y otra. Cuando el cambio de color es suave pero permanente se registra el volumen final. Vasos de precipitado: son de uso muy frecuente en los laboratorios y estrictamente no se consideran material volumétrico. A menudo tiene una graduación grosera que apenas permite estimar el volumen contenido. Su capacidad puede variar entre 10 mL y 2 L.

Figura 1

Figura 2

Figura 3 60

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3- MANEJO DE LOS NÚMEROS 3.a. REGLAS DE REDONDEO Las reglas del redondeo se aplican al decimal situado en la siguiente posición al número de decimales que se quiere transformar, es decir, si tenemos un número de 3 decimales y queremos redondear a la centésima, se aplicará las reglas de redondeo: Dígito menor que 5: Si el siguiente decimal es menor que 5, el anterior no se modifica. Ejemplo: 12,612. Redondeando a 2 decimales se debe tener en cuenta el tercer decimal: 12,612 ≈ 12,61. Dígito mayor o igual que 5: Si el siguiente decimal es mayor o igual que 5, el anterior se incrementa en una unidad. Ejemplo: 12,618. Redondeando a 2 decimales se debe tener en cuenta el tercer decimal: 12,618 ≈ 12,62 3b. ANÁLISIS DE ERRORES Cuando algo funciona “mal” en un determinado experimento o medición, nos enfrentamos a un error sistemático, es decir uno que no puede atribuirse a incertidumbre en el instrumento de medida. Los errores sistemáticos incluyen pérdidas, contaminación, instrumentos mal calibrados, despreciar una cantidad que no es en verdad despreciable, etc. El error porcentual se define como el módulo (valor absoluto) del siguiente cociente: ∣ V alor experimental−valor real ∣ ×100 V alor real ∣ ∣

Ejemplo: Experimentalmente se encontró que el peso de un mol de un dado compuesto era 122.10 g/mol. Se sabía sin embargo que el peso era realmente 120.64 g/mol. Calcular el error. Respuesta: l (122.10 g/mol -120.64 g/mol)/120.64 g/mol l x100% = 1.21 %

3c- ALGUNAS OPERACIONES O CONCEPTOS MATEMÁTICOS 3c.1- NOTACIÓN CIENTÍFICA O EXPONENCIAL Cuando usamos notación científica, expresamos los números como el producto de otros dos: N x 10n. El primer número, N, puede variar entre 1 y 9. El segundo, n, indica la potencia de diez. Por ejemplo el número 1234 se escribe en notación científica como: 1.234 x 103, es decir 1.234 multiplicado por diez tres veces. (*) 1234 = 1.234 x 10 x 10 x 10 = 1.234 x 103 En el caso de un valor menor que uno, tal como 0.01234, deberemos escribirlo como 1.234 x 10-2. Es decir que 1.234 debe dividirse dos veces por diez para obtener 0.01234. 0.01234 = 1.234 / (10 x10) = 1.234 x 10-1 x 10-1 = 1.234 x 10-2 Por último, vale la pena recordar que cuando se desea escribir un número en notación científica en una calculadora no hace falta efectuar ningún producto. Por ejemplo para escribir 6.023 x 1023 hay que primero escribir 6.023 luego oprimir EXP (o EE en algunas calculadoras) y finalmente 23. 3c.2-. ECUACIONES CUADRÁTICAS

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Las ecuaciones algebraicas del tipo ax2 + bx + c = 0 se denominan ecuaciones cuadráticas. Los coeficientes a, b y c, pueden ser tanto positivos o negativos. La ecuación así escrita tiene dos soluciones o raíces, es decir números que reemplazados en x satisfacen la igualdad. Estas raíces se calculan usando la fórmula cuadrática:

Para decidir cuál de las dos raíces es la correcta hay que pensar cuál tiene significado físico. (*) notar que se utiliza un punto en lugar de coma para separar las cifras decimales.

4- HACIENDO E INTERPRETANDO GRÁFICOS 4a- INTRODUCCIÓN En las ciencias experimentales, como es el caso de la química, frecuentemente buscamos generalizar los datos obtenidos en laboratorio. Por ejemplo, puede interesarnos la relación entre la presión y el volumen de un gas a temperatura constante. Típicamente se comienza fijando el valor de una propiedad, digamos la presión. Llamamos a esta variable independiente. Medimos entonces la otra propiedad (por ejemplo, el volumen), cuyo valor depende del de la variable independiente. Esta segunda propiedad medida se denomina variable dependiente. Resumiendo, medimos datos en forma de pares de números, uno de ellos es la variable independiente y el otro la variable dependiente. Nuestra intención es reconocer la relación básica entre las variables. Los datos podrían presentarse simplemente en forma de tabla, pero una tabla generalmente no da una idea inmediata de la relación que los vincula. Con frecuencia, una representación gráfica ofrece una representación de las cantidades numéricas tal que puedan comprenderse mejor. Como ejemplo, consideremos la relación entre la temperatura y la presión de una muestra de gas confinada en un recipiente cerrado de volumen constante. Se elige como variable independiente la temperatura, se la fija en distintos valores y se mide a cada temperatura la presión que ejerce el gas. Los datos obtenidos son: Temperatura (°C) Presión (torr)

100 150

140 166

180 182

250 211

300 231

Un gráfico de estos datos se muestra en la figura 1. Por convención la intersección de los ejes se dibuja en el ángulo inferior izquierdo. Esta intersección se toma como el origen y se agregan escalas a lo largo de los dos ejes. El método para seleccionar la escala adecuada se discutirá más adelante.

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Figura 1: Desarrollo de un gráfico, graficado de los puntos Cada dato se representa en el gráfico ubicando un punto a la altura del valor adecuado de x y por encima a la altura del valor de y que corresponda (o por debajo si y es negativo). Una vez graficados los datos, se traza la curva suave que mejor acomode los puntos. En este caso los puntos se acomodan bien sobre una línea recta, como se ve en la figura 2.

Figura 2: Desarrollo de un gráfico, trazado de línea para conectar los datos

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4b- CÓMO SE REALIZA UN GRÁFICO Los pasos que se describen a continuación ayudan a trazar un gráfico a partir de un conjunto de datos experimentales. 1. Dibujar los ejes. Usar una regla para trazar líneas rectas sobre un papel cuadriculado o milimetrado. Con frecuencia no conviene ubicar los ejes sobre el borde del área cuadriculada, sino desplazarlos una o más divisiones de modo de dejar lugar abajo y a la izquierda para identificar los ejes con las etiquetas apropiadas. (Este paso se hace junto con el paso 3). 2. Decidir qué columna de datos va en cada eje. La variable independiente normalmente se dibuja en las abscisas (eje x) y la variable dependiente en las ordenadas (eje y). 3. Elegir la escala que se usará en cada eje. Este es un paso crítico cuando se desea producir un gráfico satisfactorio. Lo más deseable es poder graficar los datos tal que aparezcan suficientemente desparramados como para ocupar toda el área disponible tan completamente como sea posible. Un gráfico grande es por un lado más fácil de graficar y por otro es más fácil de leer. Este resultado se consigue haciendo coincidir el intervalo de valores representados por la escala de un dado eje con el intervalo de datos que se desea graficar en ese eje. Como ejemplo de aplicación consideremos el problema de graficar los siguientes datos:

x y

45 31

50 32

55 33

60 34

65 35

Si cada eje se comenzara en cero y se usara la misma longitud para representar una unidad, el resultado sería la figura 3a. Este gráfico obviamente no satisface nuestra regla general de utilizar todo el espacio disponible, pues se desperdicia mucho espacio comenzando de cero la numeración de cada eje. Sería más apropiado comenzar la numeración de cada eje cerca del valor más pequeño a ser graficado en cada eje. El resultado se ve en la figura 3b. Como se observa la modificación representa una mejora, pero los datos del eje y todavía están comprimidos porque en ambos ejes se ha utilizado la misma longitud para representar una unidad. Si esta longitud se modifica resulta un gráfico como el de la figura 3c. Así, los puntos aparecen tan desparramados como fue posible eligiendo una unidad de escala de longitud independiente para cada eje y suprimiendo el cero en una o ambas escalas según resulte más conveniente. Para acomodar un gráfico al espacio disponible se deben considerar tanto los valores a graficar en el eje y como en el x.

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a)

(b)

c)

Figura 3:

Adecuación de la escala en un gráfico: a) Pobre; b) Mejor; c) Óptima

4. Numerar e identificar los ejes. La escala se indica numerando algunas de las divisiones principales. No es necesario numerar todas las divisiones si no hay suficiente espacio, basta con hacerlo para algunos múltiplos. Los guiones que señalan los intervalos se marcan hacia adentro del gráfico, y los números que los identifican van debajo y por fuera de los ejes. Cada eje debe identificarse con un rótulo que muestre claramente la propiedad que se está graficando y las unidades utilizadas. Por ejemplo en la figura 1 el eje y se ha identificado como “Presión, torr”. Notar que la unidad no se repite acompañando cada número. 5. Graficar los datos y trazar la curva. Los datos se grafican como se indicó anteriormente. Si se van a mostrar en un mismo gráfico datos de diferente origen o experimento, deben distinguirse usando marcas diferenciables, por ejemplos círculos y triángulos. Una vez graficados, los puntos se unen con la mejor curva suave (o línea recta si resulta apropiado). La línea no 65

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debe ocultar los puntos. En la mayoría de los casos, cuando se grafican datos experimentales apa*rece cierto grado de dispersión. La curva debe trazarse de forma tal que los datos sean “promediados” ubicando la línea de modo de dejar más o menos tantos puntos de un lado que del otro. No se debe dibujar una línea cortada conectando directamente punto con punto. 6. Dar un título al gráfico. Identificar al gráfico con un título que describa su contenido, por ejemplo: “Presión de un gas en función de la temperatura”. Se debe incluir una clave si se representa más de un tipo de datos. 4c- GRAFICANDO RECTAS Muchas relaciones funcionales en química pueden expresarse mediante líneas rectas. Esto resulta muy conveniente porque una línea recta es fácil de dibujar y puede ser extendida o extrapolada en forma exacta para calcular valores no determinados experimentalmente. Un ejemplo de extrapolación se muestra en la figura 4, que es equivalente a la figura 1 con el cero de y suprimido. El gráfico de la figura 4, como cualquier otra línea recta, puede representarse por la ecuación de la recta: y = mx + b donde x e y son las variables, y m y b son constantes: m es la pendiente de la recta b es la ordenada al origen, la intercepción en y cuando x=0

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Figura 4: Extrapolación de un gráfico lineal La línea de la figura 4 puede expresarse en forma de ecuación si se calculan los valores de m y b. m = pendiente = Δy/Δx = ΔP/ΔT = (231 -150)/(300 - 100) = 81/200 = 0.405 torr/C b = ordenada al origen = 110 torr (por extrapolación) Así, la ecuación que representa la recta viene dada por la ecuación: P = 0.405 (torr/C) T (C) + 110 torr La pendiente de una línea recta es un valor constante. Por lo tanto debido al error experimental, para calcularla, no deben usarse los datos experimentales sino los puntos que caen exactamente sobre la recta. Es decir que el valor de pendiente se debe obtener a partir de dos puntos que caigan sobre la recta, más que de dos pares de datos. La línea corresponde a la mejor representación del conjunto completo de datos y los valores individuales pueden estar dispersos hacia un lado o el otro y conducir al cálculo de una pendiente incorrecta. En el ejemplo anterior, se han usado los dos valores extremos se usaron para calcular la pendiente porque la línea pasó exactamente sobre esos puntos. Un ejemplo más general para determinar la pendiente se ilustra en la figura 5. Es importante notar algunos detalles del ejemplo: a) Los puntos deben elegirse tan alejados como sea posible. Haciendo que Δy y Δx sean grandes, se minimiza el error de lectura de los valores a partir del gráfico. b) Los puntos que se usaron para calcular la pendiente se han marcado claramente y las coordenadas de cada uno se han indicado al costado. c) Se muestra el cálculo de la pendiente, de modo tal que el resultado pueda ser revisado por el interesado o por cualquier persona en cualquier momento.

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Figura 5: Cómo determinar la pendiente de un gráfico lineal La habilidad para determinar la pendiente de una línea recta es importante porque es muy común que el valor de la pendiente se relaciones directamente con alguna propiedad fundamental. Por ejemplo, la usaremos en el TP Nro. 3, para determinar la entalpía de vaporización del agua.

5. GUÍA TIPO PARA REDACTAR INFORMES DE LABORATORIO

De manera sintética, un informe de laboratorio es una exposición en la que se especifica qué se hizo, para qué, cómo, con qué resultados y qué se aprendió de la experiencia. La elaboración de informes no es una formalidad; por el contrario, es importante por varias razones, entre otras, nos ayuda a: reflexionar sobre lo realizado en el laboratorio; darnos cuenta de qué manera la teoría expuesta en las clases generales nos ayuda a interpretar, comprender y resolver una situación experimental; apropiarnos del lenguaje específico de la disciplina y a usarlo en descripciones y explicaciones precisas logrando así, una comunicación eficaz. A continuación, te ofrecemos una guía para orientarte en la elaboración de informes.

1. Portada Esta parte del informe sirve a los propósitos de identificar el trabajo y los autores que lo han realizado aportando todo otro dato que favorezca la eventual consulta sobre el informe. Contiene: 68

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• El título o denominación referido al trabajo práctico o laboratorio que se ha realizado • El nombre del autor o autores. • El nombre de la comisión a la que los autores pertenecen. • La fecha 2. Introducción En esta parte del informe se consideran los siguientes puntos básicos: • Los objetivos principales del trabajo práctico • Para qué se realizó la experiencia • Alrededor de qué situación, problema o pregunta giró la realización del práctico • Qué conocimientos (teoría, principios, conceptos, etc.) permiten interpretar y resolver la situación o problema 3. Procedimiento En esta sección se describe la manera como se lograron los objetivos. Esta descripción debe especificar: a) qué instrumentos y equipos se utilizaron, b) qué procedimientos se desarrollaron. Por a) se entiende toda máquina, equipo, dispositivo o material utilizado para desarrollar el práctico o experimento. Cuando se usa un equipo construido para la realización del práctico, es necesario hacer una descripción más completa. En cuanto a b) consiste en explicar en detalle cómo se recopilaron y analizaron los datos. La finalidad de la descripción es escribir de forma clara lo que se realizó, de tal manera que quienes no tienen antecedentes del experimento puedan leerlo y después repetirlo si desearan hacerlo. 4. Cálculos y Resultados La sección de resultados implica tanto la presentación de los valores medidos en el laboratorio en tablas, figuras y diagramas como su interpretación y comentario. Es importante distinguir los datos registrados en el laboratorio de los valores calculados a partir de dichos datos. Las tablas y figuras agregan claridad al informe. Se utilizan para presentar los datos de manera resumida a fin de que el lector tenga un panorama de los resultados con sólo mirarlos. Las tablas y figuras deben tener un número y también un título que describa claramente los datos que contienen. Los cálculos realizados al procesar los datos y los resultados obtenidos se presentan en forma ordenada (posiblemente tabulados). Si los cálculos son repetidos, se puede presentar un modelo de cálculo y luego una tabla con todos los resultados. Según el fenómeno estudiado, las gráficas pueden ser útiles para realizar los cálculos y obtener resultados. Además de los datos, deben hacerse anotaciones sobre los fenómenos observados en la práctica y que no necesariamente son medidos. La sección de resultados implica, además, interpretación y comentario. Una forma directa de comentar los datos es determinar si con los resultados obtenidos se logró o no el objetivo. En caso de que no se haya logrado el objetivo, comentar las probables causas y fuentes de error. Si el propósito del experimento es evaluar ciertas constantes o coeficientes, debe hacerse una comparación entre los datos experimentales hallados en el laboratorio y los consignados en libros o catálogos. Si el experimento consiste en probar una relación teórica, debe hacerse una comparación entre los resultados teóricos y los experimentales. 5. Conclusiones 69

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Esta sección se confunde a menudo con la anterior, la de los resultados. Aquí se espera encontrar: • Un análisis completo de las relaciones entre las variables, las comparaciones entre los resultados experimentales y los conceptos teóricos, y el desarrollo del experimento. • Los resultados que presenten discrepancias deben ser discutidos, así como las posibles causas de error, proponiendo ideas que contribuyan a mejorar los resultados y el procedimiento de trabajo. • Afirmaciones de valor: podría tratarse de comentarios generales acerca de lo que se ha aprendido de la experiencia realizada; referirse a actitudes o formas de proceder con relación a la manipulación, uso, cuidado o mantenimiento de equipos o instrumentos; referirse a diversos criterios valorativos a tener en cuenta cuando se aborda un problema; etc.

ALGUNAS RECOMENDACIONES: Los informes de ingeniería deben escribirse en tercera persona del singular y en tiempo presente. Deben tener la claridad suficiente para que una persona con algún conocimiento del tema, pero completamente ajena a los trabajos realizados, pueda entenderlos. Las ideas deben ser claras y coherentes unas con otras. Generalmente, se prefiere emplear una cadena de frases cortas en lugar de una frase larga y confusa en donde se expresan varias ideas simultáneamente. Las tablas y figuras deben numerarse y deben tener un título que indique claramente la información que se muestra. Además, deben ser mencionadas previamente en el texto, en donde también debe decirse por qué se muestra y que información debe consultarse en ella.

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TRABAJO PRÁCTICO INTRODUCTORIO: Material volumétrico Objetivos: entrenamiento en la selección del material volumétrico a utilizar para realizar diluciones y resolver problemas. Material disponible Pipeta graduada de 5 mL y 10 mL Pipeta aforada de 10 mL Matraz de 100 mL Vaso de precipitado de 50 mL Bureta de 50 mL Probeta de 50 mL y 100 mL Erlenmeyer de 250 mL Aforado Graduado

Matraz

Pipeta aforada

Pipeta

Bureta

Probeta

Desarrollo: A) ¿Qué material volumétrico elegiría en las siguientes situaciones? Volumen a medir Material volumétrico elegido 90 mL 3,6 mL ± 0,1 mL 9,3 mL ± 0,1 mL 10 mL (exactos) 45 mL 100 mL (exactos) Cuestiones a discutir con los docentes 1. ¿Qué parte del menisco debe tomar como referencia para leer el volumen deseado? 2. ¿Cómo evita errores de paralaje? 3. ¿Qué material hay que evitar si el líquido no está a temperatura ambiente? B) Supongamos que disponemos de un mol de porotos. Si los esparcimos en el piso: ¿Qué superficie estimas que cubrirán? Dato: Superficie de la Argentina 2.791.810 km

2

a) no llegan a cubrir la superficie de Argentina b) cubren Argentina con una altura menor a 1 m c) cubren Argentina con una altura de entre 1 y 1000 m d) cubren Argentina con una altura de entre 1000 y 5000 m e) cubren Argentina con una altura mayor a 5000 m 72

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Discutir en grupo una forma de confirmar o refutar la estimación anterior. Utilizar el material provisto e indicar los cálculos y suposiciones realizadas.

TRABAJO PRÁCTICO N° 1 PROCESOS FÍSICOS Y QUÍMICOS PARTE A. PROCESOS FÍSICOS: SOLUCIONES Y DENSIDAD 1A. OBJETIVOS ●

Identificar sistemas homogéneos y heterogéneos

●

Preparar soluciones de diferente concentración y determinar su densidad

●

Diferenciar los conceptos de concentración y densidad de una solución

2A. FUNDAMENTOS. Todos los sistemas sólidos, líquidos y gaseosos presentan dos propiedades extensivas fundamentales: la masa, que nos indica la cantidad de materia que está contenida en un sistema y el volumen, que mide cuánto espacio ocupa dicha cantidad de materia. Ambas propiedades pueden ser medidas en el laboratorio mediante el uso de instrumental adecuado. La relación masa/volumen da como resultado la densidad, que es una propiedad intensiva de esa sustancia. Por ejemplo, la densidad del agua pura a temperatura ambiente es de 1 g/mL, lo cual indica que 1 g de agua ocupa un volumen de 1 mL. En este experimento se utilizará el agua como solvente para preparar soluciones de sacarosa (azúcar) de diferente concentración. Mediante la utilización de material de vidrio volumétrico y una balanza se determinará la densidad de cada una de estas soluciones acuosas. La mezcla de 2 de estas soluciones de diferente concentración da como resultado otro sistema homogéneo; sin embargo gracias a la diferencia de densidad es posible obtener un sistema heterogéneo mediante algún procedimiento apropiado. 3A. PARTE EXPERIMENTAL 3.1A. Material ● Matraz aforado (100 mL)

3.2A. Reactivos ● Agua destilada

●

Recipiente plástico para pesar

●

Sacarosa

●

Embudo

●

Solución acuosa de colorantes

●

Probeta (10 mL)

●

Pipeta graduada (10 mL)

●

Propipeta

●

Balanza granataria

●

Espátula

●

Piseta

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4A. PROCEDIMIENTO

4.1A. Preparación de las soluciones Cada grupo de alumnos preparará 100 mL de una solución de azúcar de una determinada concentración. Las concentraciones utilizadas serán: 10, 20, 30 y 40 % p/v. Pesar en un recipiente apropiado la cantidad necesaria de azúcar sólida para preparar 100 mL de solución. Pesar el matraz vacío. Con la ayuda de la piseta y el embudo, transferir el azúcar al matraz. Arrastrar con agua destilada todo el sólido, cuidando de no sobrepasar el aforo del matraz. Colocar el tapón y agitar hasta disolución total. Completar el agregado de agua enrasando hasta el aforo. Mezclar hasta homogenizar. Pesar el matraz enrasado. 4.2A. Determinación de la densidad de la solución Calcular la densidad promedio con los datos registrados en 4.1. Colocar la probeta de 10 mL en la balanza y llevar a cero. Medir con la pipeta 3 mL de solución y descargarlos en la probeta. Anotar la masa y el volumen. Repetir el procedimiento para 5, 7 y 9 mL. Calcular la densidad para cada par de datos masa-volumen

CUESTIONES A DISCUTIR

¿Cómo se podría calcular la concentración molar de estas soluciones?

¿Qué cantidad de azúcar deberá pesarse en cada caso?

¿Qué ocurriría si quedaran partículas de azúcar sin disolver?¿Por qué es importante no sobrepasar el aforo del matraz? ¿Qué tipo de mezcla se obtiene?

¿Por qué cree que es necesario tomar varios pares de datos masa-volumen?

4.3A. Formación de una mezcla heterogénea Colorear las soluciones mediante el agregado de 2 o 3 gotas de solución de colorante para alimentos. Tomar 2 mL de solución y colocarlos en una probeta de 10 mL previamente pesada. Con una pipeta agregar desde el fondo igual volumen de una solución coloreada de azúcar más densa, 74

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evitando que se mezclen. Observar. Homogenizar y pesar. Calcular la densidad de la solución resultante.

¿Cuántas fases y cuántos componentes tiene esta mezcla?¿Cómo espera que sea la densidad de la solución luego de homogenizar?

5A. DATOS A REGISTRAR En cada caso identificar: la cantidad de fases y componentes presentes al terminar cada mezcla

● ●

si se trata de una mezcla homogénea o heterogénea

●

masa y volumen

6A. CÁLCULOS Y RESULTADOS A INFORMAR ●

Todos los datos registrados

●

Las densidades calculadas de la solución preparada y para cada par masa-volumen

●

La densidad promedio de esa solución

●

Calcular la concentración de la solución preparada en % p/p y en mol/L. Para el cálculo, considerar la muestra como sacarosa (C12H22O11), cuya masa molar es 342, 0 g/mol.

●

Armar una tabla con las densidades promedio obtenidas para las distintas soluciones

●

Utilizando los datos registrados para la solución preparada graficar la masa en función del volumen. Determinar la pendiente de la curva. ¿Qué representa este valor? Compare este valor con la densidad promedio obtenida previamente.

●

Posibles fuentes de error

PARTE B. PROCESOS QUÍMICOS: REACCIONES EN TUBO DE ENSAYO 1B. OBJETIVOS ● Identificar el tipo de reacción que tiene lugar mediante algunas evidencias experimentales. 2B. FUNDAMENTO Una reacción química es el proceso por el cual una o más sustancias se transforman en otras sustancias diferentes. Las reacciones químicas se representan a través de una ecuación química donde las sustancias presentes antes del cambio (reactivos) se escriben a la izquierda de la flecha y las sustancias presentes luego del cambio (productos) a la derecha de la flecha. El sentido de la flecha indica el sentido del cambio: REACTIVOS

PRODUCTOS 75

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Las reacciones químicas suelen estar acompañadas de algunas manifestaciones experimentales, como ser: cambios de color, disolución o aparición de precipitados, formación de gases, cambios de temperatura.

3B. PARTE EXPERIMENTAL 3.1. Material de vidrio y accesorios ● 4 tubos de ensayo 3B.2. Reactivos ● Granallas de Zn ● CuSO4 sólido ● Clavo de Fe ● Na2CO3 sólido ● Solución de ácido sulfúrico (H2SO4 ) 6 moles/L ● Solución de BaCl2 0.1 moles/L 4B. PROCEDIMIENTO CUESTIONES A DISCUTIR 1- Colocar el Na2CO3 sólido en un tubo de ensayo y agregar 2 mL de H2SO4 6 moles/L.

¿Cuál es la composición de las burbujas que se desprenden?

2.- A 5 mL de solución de H2SO4 6 moles/L agregar una granalla de cinc.

¿Cuál es la composición de las burbujas que se desprenden? Si se pesara la granalla de cinc antes y después del ensayo, ¿qué observaría ?

3.- Colocar 3 mL de solución de de BaCl2 0.1 moles/L en un tubo de ensayo y agregar 3 mL de solución de H2SO4 6 moles/L. Agitar.

¿Qué composición tiene el depósito que se forma?

4.- Colocar el sulfato de cobre provisto en un tubo de ensayo, agregar agua hasta la mitad del tubo aproximadamente. Tomar un clavo de hierro y sumergirlo en el tubo.

¿Qué composición tiene el depósito que se forma? ¿Por qué cambia de color la solución?

5B. DATOS A REGISTRAR En cada caso observar y registrar: Cambios de color Formación de precipitados

● ●

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●

Desprendimiento de gases

6B. RESULTADOS A INFORMAR ● ● ●

Asociar la evidencia experimental a la reacción que ocurre en el tubo de ensayo Identificar tipo de reacción Escribir la reacción balanceada

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TRABAJO PRÁCTICO N° 2 VOLUMETRÍA DE NEUTRALIZACIÓN Y GASES IDEALES PARTE A: VOLUMETRÍA DE NEUTRALIZACIÓN 1A. OBJETIVOS ● Calcular la concentración de un ácido (valorar o titular) mediante volumetría de neutralización 2A. FUNDAMENTO Una volumetría de neutralización es una técnica o método de análisis cuantitativo que permite conocer la concentración desconocida de una solución de una sustancia que pueda actuar como ácido al neutralizarla por medio de una base de concentración conocida (o visceversa). Se basa en la reacción de neutralización entre el analito (la sustancia cuya concentración queremos conocer) y la sustancia valorante. El nombre volumetría hace referencia a la medida del volumen de las soluciones empleadas, que nos permite calcular la concentración buscada. Este procedimiento también se denomina titulación, haciendo referencia a que se busca conocer el título o concentración de cierta solución. En este caso, el HCl se valorará contra una solución de NaOH de concentración exactamente conocida. La reacción de neutralización es: HCl (ac) + NaOH (ac) → NaCl (ac) + H2O 3A. PARTE EXPERIMENTAL 3.1A. Material de vidrio y accesorios ● 2 erlenmeyers ● pipeta aforada 10 mL ● 1 bureta de 25 mL ● 1 embudo ● 1 propipeta 3.2A. Reactivos ● Solución de NaOH de título conocido (aprox. 0.1 mol/L) ● Solución de HCl de título desconocido (aprox. 0.1 mol/L) ● Solución alcohólica de fenolftaleína (indicador de punto final) 4A. PROCEDIMIENTO 4.1A. Valoración de una solución de HCl 1. Usando el embudo, cargar la bureta con una solución de NaOH de concentración exactamente conocida (aprox. 0.1 mol/L) que será provista por el personal de la cátedra. La bureta se debe enjuagar con la solución de base, luego llenarse y finalmente enrasarse cuidando que quede

CUESTIONES A DISCUTIR

¿Por qué no alcanza con enjuagar la bureta con agua destilada? ¿Qué pasa si el embudo está mojado? ¿Cómo se habrá determinado el título del NaOH?

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llena aún por debajo del robinete. Anotar la concentración del hidróxido.

¿Será suficiente una bureta de 25 mL?

¿Deberá estar seco el erlenmeyer? 1. Con una pipeta aforada, tomar 10 mL de la solución ácida de concentración desconocida, trasvasar a un erlenmeyer y agregar agua destilada hasta aproximadamente la mitad del volumen del erlenmeyer. Añadir 2 ó 3 gotas de la solución de fenolftaleína. 2. Finalmente, valorar la solución ácida hasta la aparición de un LEVE color rosado que permanece perceptible por 30 a 60 seg. A medida que la titulación progresa y se acerca el punto final, se verá la aparición fugaz de una mancha rosada ni bien el ácido y la base entran en contacto. A medida que la duración de estas manchas es más prolongada, el titulante se agregará más lentamente. En la etapa final se agregará una gota por vez. Si se producen salpicaduras se debe enjuagar la pared interna del erlenmeyer con agua destilada. Registrar inmediatamente la cantidad de base consumida. El color rosado desparecerá gradualmente a medida que la solución absorba CO2 del aire. 3. Repetir los pasos 2, 3 y 4. 4. Para evaluar la calidad del agua destilada, se recomienda titular un blanco de aprox. 100 mL de agua destilada. Añadir 2 ó 3 gotas de la solución de fenolftaleína. Titular con el NaOH siguiendo el procedimiento anterior. Si el color cambia apenas se agrega la fenolftaleína o si el cambio de color requiere más de 5 gotas de NaOH, consulte a los docentes.

¿Para qué se agrega agua? ¿Hay que conocer el volumen final? ¿Qué ocurriría si olvidáramos poner la fenolftaleína?

¿Qué parte del menisco en la bureta conviene tomar como referencia al leer el volumen de NaOH consumido? ¿Puede agregarse una fracción de gota? ¿Cómo? ¿Qué error introduciría al no enjuagar las salpicaduras?

¿Es siempre necesario repetir 2? ¿Qué diferencia sería admisible entre las dos repeticiones?

¿Es necesario ajustar los resultados anteriores en función de los obtenidos al titular el blanco?

5A. DATOS A REGISTRAR 79

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●

Concentración y volumen consumido del NaOH. Volumen de HCl valorado.

6A. CÁLCULOS Y RESULTADOS A INFORMAR ● Todos los datos registrados ● Calcular la concentración en mol/L de la solución de ácido clorhídrico. ● Posibles fuentes de error

PARTE B: GASES IDEALES. DETERMINACIONES CUANTITATIVAS Propiedades de CO2 obtenido a partir de tabletas antiácidas 1B. OBJETIVOS ● Calcular la constante universal de los gases R y comparar el comportamiento del gas producido respecto del comportamiento ideal. ●

Determinar el volumen molar y el volumen molar normal de un gas.

2B. FUNDAMENTOS TEÓRICOS Se aprovechará la liberación de dióxido de carbono a partir de tabletas antiácidas, para comprobar la ley de los gases ideales. La reacción química en la que participa el componente “antiácido” de dichas tabletas, el bicarbonato de sodio, es la siguiente: NaHCO3 (s) + HCl (ac) → CO2 (g) + NaCl (ac) + H2O (l) En esta experiencia se evaluarán los siguientes parámetros: *Volumen de gas formado: se mide indirectamente a través del volumen de H2O desplazado durante la producción del gas. *Temperatura: es la T a la que se encuentra el sistema, que comprende un tubo de ensayo con la mezcla del ácido y el antiácido sumergido en agua destilada a T ambiente. *Presión del gas formado: se corresponde con la P atmosférica *Masa de gas formado: se obtiene por la diferencia en masa del sistema, comparando el peso antes y después de que se libere el gas. *Densidad del gas Con todos estos datos puede calcularse el volumen molar, que es el volumen ocupado por un mol de dióxido de carbono gaseoso en las condiciones de presión y temperatura del experimento. Además, realizando cálculos adicionales pueden obtenerse el volumen molar normal, es decir el volumen de dióxido de carbono gaseoso en las condiciones normales de presión y temperatura (1 atm y 0°C). Finalmente se utilizarán los datos experimentales para calcular la constante universal de los gases (R) y compararla con el valor que resulta de aplicar el modelo de gas ideal.

3B.- PARTE EXPERIMENTAL ● Piseta (500 mL) ● Tubo de ensayo ● Probeta de 100 mL 80

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● ● ● ●

Cinta de teflón Cápsulas de gelatina de medicamentos Tabletas antiácidas comerciales de venta libre del tipo Uvasal (polvo) Solución acuosa de HCl 4 mol/L

4B.- PROCEDIMIENTO

1.- Observar el esquema del equipo a utilizar e identificar los componentes.

CUESTIONES A DISCUTIR

2.- Sellar el cuello de la piseta con cinta de teflón y luego llenarla con agua hasta su marca de nivel (fill level).

¿Cuál es la función del agua dentro de la piseta?

3.- Llenar una cápsula con la muestra de antiácido en polvo y cerrarla.

¿Cuál es la función de la cápsula?

4.- Colocar 7 a 10 mL de HCl acuoso en un tubo de ensayo. 5.- Agregar la cápsula al tubo de ensayo y pesar rápidamente el conjunto. Este dato será la “masa del sistema antes de la reacción”. 6.- Colocar el tubo dentro de la piseta y cerrar la misma rápidamente. Ubicar la probeta apropiadamente para recolectar el volumen de agua desplazado por la reacción.

¿Qué ocurrirá si se demora demasiado? ¿Es posible saber si se ha demorado mucho?

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7.- Medir el V final de agua desplazada cuando el proceso se detiene y deja de salir agua. 8.- Sacar el tubo de la piseta, secar su exterior con papel y volver a pesar su contenido. Este dato corresponde a la “masa del sistema después de la reacción”.

¿Para qué se pesa el tubo antes y después de generar el CO2?

9.- Medir la temperatura del agua dentro de la piseta y tomar nota de la presión atmosférica.

5B.- DATOS A REGISTRAR ● ● ● ● ●

Masa del sistema antes de la reacción: Masa del sistema después de la reacción: Volumen de agua obtenido: Presión atmosférica: Temperatura del sistema:

6B. CÁLCULOS Y RESULTADOS A INFORMAR ● Masa de CO2 desprendida ● Volumen molar de CO2 teórico y experimental ● Densidad de CO2 teórica y experimental (a la temperatura de esta experiencia) ● Volumen molar normal de CO2 teórico y experimental ● Constante de los gases, R, teórica y experimental ● Cálculo de errores: expresar el error relativo porcentual, respecto de los valores teóricos, de: Volumen molar normal Constante de los gases Densidad del CO2

PARTE C. GASES IDEALES. DETERMINACIONES CUALITATIVAS: Ley de Boyle 1C. OBJETIVOS ● Identificar las variables de estado de los sistemas gaseosos y sus unidades: T, P y V ●

Hallar las relaciones entre las variables T, P y V que se deducen de las leyes de los gases ideales.

2C. FUNDAMENTOS TEÓRICOS. Los sistemas gaseosos pueden comprimirse o expandirse (modificando su densidad), ejercen presión sobre los alrededores ocupando por completo el volumen del recipiente que los contiene y se mezclan formando siempre soluciones (mezclas homogéneas). Las propiedades de los sistemas gaseosos se describen en función de las siguientes magnitudes: temperatura, presión, volumen y el número de moles presente. La Ley de Boyle, Ley de Charles, Ley de Guy-Lussac y Ley 82

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de Avogadro permiten describir las relaciones entre estas variables que llevan a explicar el comportamiento de los sistemas gaseosos ante cambios en la temperatura, presión, volumen o número de moles que lo componen. La combinación de las leyes da origen a la Ecuación General de los Gases, que resume las relaciones y permite determinar la constante universal de los gases R. Ecuación general de los gases P V = nRT La ley de Boyle establece que “la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante”, por lo que al incrementar la presión, el volumen disminuye. 3C. PARTE EXPERIMENTAL Materiales ● Globos ● Pinza de Mohr ● Kitasato de 500 mL con tapón ● Bomba de vacio

4C. PROCEDIMIENTO 4.1C. Expresión de la presión atmosférica en diferentes unidades Dado el valor de la presión atmosférica para el día del trabajo práctico, expresarlo en las siguientes unidades: hPa, Pa, atm, mmHg, bares y torr 4.2C. Relación entre la presión y volumen - En un kitasato de 500 mL introducir 3 globos pequeños, colocar la tapa y conectarlo a la bomba de vacío. Registrar los cambios de volumen de los globos.

CUESTIONES A DISCUTIR ¿Qué factores pueden afectar a la presión atmosférica? ¿Cuál de esas unidades corresponde al Sistema Internacional de Unidades?

¿Qué variables se mantienen constantes en esta experiencia? ¿Qué sucede al desconectar la bomba?

5C. DATOS A REGISTRAR ● Cambios observados en temperatura, volumen o cualquier otra variable registrada. 6C. RESULTADOS A INFORMAR - Expresar la presión atmosférica en diversas unidades. Identificar la unidad correspondiente al SI. - Indicar la relación entre las variables analizadas e identificar a qué ley de gases se asocia.

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TRABAJO PRÁCTICO Nº 3 REACCIONES QUÍMICAS: CALORIMETRÍA Y EQUILIBRIO Parte A: CALORIMETRÍA 1A. OBJETIVOS ● Determinar el calor puesto en juego en una reacción química 2A. FUNDAMENTO Casi todas las reacciones químicas vienen acompañadas por un cambio de energía, que en general se manifiesta como absorción o liberación de calor. Por otro lado, la mayoría de las reacciones químicas se llevan a cabo a presión constante, por lo que el calor absorbido o cedido, qP, será la variación de entalpía, ΔH, que acompaña al proceso. Si la reacción química se lleva a cabo en un recipiente aislado térmicamente del exterior, una reacción exotérmica provoca un aumento de temperatura del sistema, mientras que una endotérmica conduce a una disminución de la temperatura. De esta manera, se puede determinar experimentalmente ΔH de reacción midiendo a P constante la variación de temperatura que la reacción produce cuando se lleva a cabo en un recipiente aislado adiabático. Este procedimiento se denomina calorimetría y el aparato utilizado para determinar los cambios de temperatura es un calorímetro. La relación entre el calor absorbido o cedido por un cuerpo de masa m y la variación de temperatura, ΔT, viene dada por la siguiente ecuación: Q = Ce m ΔT Si el proceso tiene lugar a presión constante, Ce será el calor específico a presión constante (en J/ g K o en cal /g K). En nuestro caso, usaremos una reacción de neutralización para medir el calor puesto en juego. HCl (ac) + NaOH (ac) → NaCl (ac) + H2O 84

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donde una solución de HCl de concentración exactamente conocida se hará reaccionar en el calorímetro con una solución de NaOH (también de concentración conocida). A partir de la variación de temperatura resultante, se determinará experimentalmente el calor puesto en juego, para finalmente, calcular la entalpía molar de la reacción de neutralización.

3A. PARTE EXPERIMENTAL 3.1A. Material de vidrio y accesorios ● ● ● ● ● ●

1 probeta 1 embudo 1 propipeta 1 calorímetro adiabático (armado con dos recipientes de poliestireno expandido) 1 termómetro 1 agitador de vidrio

3.2. Reactivos ● Solución de NaOH de concentración conocida (aprox. 0.5 mol/L) ● Solución de HCl de concentración conocida (aprox. 0.5 mol/L)

4A. PROCEDIMIENTO CUESTIONES A DISCUTIR 1. Medir con una probeta 50 mL de la

solución de HCl de título conocido (aprox. 0.5 mol/L). Verter la solución en el calorímetro (ver Figura 1) y cerrarlo. Dejar estabilizar la temperatura con agitación lenta pero constante. Registrar la temperatura en que se estabiliza la solución en el calorímetro. 2. Destapar el calorímetro y agregar

rápidamente 50 mL de la solución de NaOH 0.5 mol/L. Tapar inmediatamente. Manteniendo el ritmo de agitación, observar el aumento de temperatura, anotando la máxima temperatura alcanzada. 3. Calcular el valor de la entalpía molar de reacción neutralización y comparar con el

¿Es necesario conocer el título de la solución ácida y el volumen medido? ¿Por qué es importante dejar estabilizar la T? ¿Por qué se espera que varíe?

¿Es necesario conocer el título de la solución básica y el volumen medido? ¿Se puede despreciar el error por la absorción de calor del calorímetro? ¿Cómo podría calcularse la constante del calorímetro para comprobar esta hipótesis? ¿Cómo se relaciona el calor desprendido con el ΔT? ¿Cómo se relaciona el calor desprendido con la entalpía molar?

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valor teórico tomado de tablas. Calcular el error relativo porcentual.

¿Puede calcularse la variación de entropía a partir de los datos de esta experiencia como ΔS=q/T?

Agitador

Calorímetro

Figura 1: Esquema del equipo

5A. DATOS A REGISTRAR En esta experiencia, es importante registrar los siguientes datos (por duplicado cuando corresponda): ● Concentración y volumen de NaOH y HCl utilizado ● Temperatura inicial ● Temperatura final 6A. CÁLCULOS Y RESULTADOS A INFORMAR Siempre que sea posible, obtener datos que resulten del promedio de al menos dos mediciones experimentales. ● A partir de la variación de temperatura registrada en el calorímetro, calcular el calor puesto en juego en la reacción. ● A partir del calor de reacción, calcular la entalpía molar de reacción. ● Calcular la entalpía de reacción teórica a partir de datos de manuales y calcular el error relativo porcentual 7A. PRESENTACIÓN DEL INFORME Se deberá entregar un informe donde se incluya en forma clara y ordenada la siguiente información: a) Datos obtenidos b) Cálculo de la entalpía molar de neutralización y del error relativo porcentual. c) Análisis de las posibles fuentes de error y discusión acerca de las suposiciones utilizadas al realizar el cálculo.

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Parte B: REACCIONES DE EQUILIBRIO EN SOLUCION ACUOSA. Principio de Le-Chatelier 1B. OBJETIVOS ● Estudiar el Principio de Le Chatelier. 2B. FUNDAMENTOS En muchas reacciones químicas los reactivos no se transforman en su totalidad en los productos correspondientes. En esas reacciones se ha evidenciado la presencia de una reacción inversa, en la cual los productos se transforman en reactivos. Ese tipo de reacciones se denomina reversible y depende de algunos factores como la velocidad de la reacción, la naturaleza de la reacción, la concentración de los reactivos y/o productos y de las condiciones bajo las cuales tiene lugar la reacción. Cuando la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa se alcanza un estado de Equilibrio Quimico. El Principio de Le Chatelier establece que cuando se cambian las condiciones de un sistema en equilibrio, el sistema responde contrarrestando tales cambios. En los siguientes experimentos experimentaremos dichos cambios. 3B. PARTE EXPERIMENTAL 3.1B. Materiales necesarios

● ● ●

● Gradilla Tubos de ensayo Vasos de ppdo. de 100 mL y de 250 mL Pipetas de 5 y 10 mL

3.2B. Reactivos ● Solución de Na2CrO4 0.1 mol/L ● Solución de NH3 0.01 mol/L ● Solución de NH3 0.25 mol/L ● Solución H2SO4 0.25 mol/L

∙ Propipetas ∙ Sorbete de refresco

∙ Solución de K2Cr2O7 0.1 mol/L ∙ Solución de CuSO4 1% ∙ Solución de NH3 concentrado

4B. PROCEDIMIENTO CUESTIONES A DISCUTIR 4.1B. Equilibrio químico – Principio de Le Chatelier

4.1B.1. Considere la siguiente reacción: 2 CrO4= + 2 H+ ⇄ Cr2O7= + H2O A.- A 20 gotas de Na2CrO4 0.1 mol/L se agregan 10 gotas de NaOH 0.1mol/L. B.- A 20 gotas de Na2CrO4 0.1 mol/L se agregan 10 gotas de HCl 0.1 mol/L. C.- A 20 gotas de K2Cr2O7 0.1 mol/L se agregan 10 gotas de NaOH 0.1 mol/L. D.- A 20 gotas de K2Cr2O7 0.1 mol/L se agregan 10 gotas de HCl 0.1 mol/L. 87

¿Qué clase de reacción es la que se produce en los tubos? ¿Cuáles son los iones que intervienen en las reacciones? Escribir la reacción correspondiente al equilibrio que se produce en los tubos.

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Anotar los cambios e interpretarlos de acuerdo con el principio de Le Chatelier. 4.1.B.2. Considere la siguiente reacción Cu++ + NH3 ⇄ Cu (NH3)4++ (ac) En un tubo de ensayo limpio colocar aprox 1 mL de CuSO4 al 1%. Agregar gota a gota NH3 0.25 mol/L hasta lograr un azul intenso. Distribuir el sistema en tres tubos de ensayo. Tubo 1 : testigo de color Tubo 2: agregar NH3 concentrado Tubo 3: agregar 5-6 gotas de H2SO4 0.25 mol/L Observar e interpretar lo que ocurre.

¿Qué clase de reacción es la que se produce en los tubos? ¿Cuáles son los iones que intervienen en las reacciones? Escribir la reacción correspondiente al equilibrio que se produce en los tubos.

5B. DATOS A REGISTRAR Para todas las experiencias analizadas observar cambios de color. 6B. PRESENTACIÓN DEL INFORME Explicar a qué se deben los cambios de color observados en cada experiencia de acuerdo al principio de Le Chatelier.

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TRABAJO PRÁCTICO Nº 4 REACCIONES ÁCIDO-BASE y ELECTROQUÍMICA PARTE A: Equilibrio ácido-base, Teoría de Brönsted, pH, hidrólisis 1A. OBJETIVOS ● Estudiar reacciones ácido-base y relacionarlas con el concepto ácido-base de Brönsted-Lowry. ● Predecir y calcular el pH cuando sea posible y compararlo con los valores experimentales. ● Calcular la concentración de una solución a partir del pH medido 2A. FUNDAMENTOS TEÓRICOS Un grupo de reacciones importantes a estudiar son las de equilibrio ácido-base. En ellas es importante la medida de la concentración de protones (pH); es decir, el grado de acidez o basicidad de la misma. Según la Teoría de Brönsted-Lowry un ácido es un “donador de protones” y una base es un “aceptor de protones”. Esta teoría introduce, a su vez, el concepto de pares ácido/base conjugados: HCl + OH- → Cl- + H2O ác.1 base2 base1 ác.2 fuertes débiles De esta manera se puede generalizar lo siguiente: “en una reacción ácido-base, el sentido favorecido de la misma es desde el miembro fuerte al más débil de un par conjugado ácido-base”. También, el grado de hidrólisis y su implicancia en el equilibrio ácido-base juegan un papel fundamental para algunas sustancias. La hidrólisis generada por cationes provenientes de una sal neutra, debido a la capacidad de liberar protones de las moléculas de agua de hidratación al medio, es un ejemplo típico. 3A. PARTE EXPERIMENTAL 3A.1. Materiales necesarios ∙ Propipetas ● Pipetas de 5 mL ∙ Vasos de ppdo. de 100 mL y de 250 mL ∙ pH-metro 3A.2.Reactivos ∙ Solución de HCl 0.01 mol/L ∙ Solución de CH3COOH 0.01 mol/L ∙ Solución de NaOH 0.01 mol/L ∙ Solución de NH4OH 0.01 mol/L ∙ Solución de NaCl 0.1 mol/L ∙ Solución de CH3COONa 0.1 mol/L ∙ Solución de NH4Cl 0.1 mol/L 89

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∙ Vinagre

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4A. PROCEDIMIENTO

4A.1 Medición del pH de distintas soluciones Determinar con pH-metro el pH a 5 mL de las siguientes soluciones: A.- HCl 0.01mol/L CH3COOH 0.01 mol/L

CUESTIONES A DISCUTIR

¿Puede anticiparse un intervalo para los valores de pH estimado en cada una de las soluciones? El pH para ambos ácidos ¿será el mismo? ¿Por qué? ¿Cuáles son las reacciones involucradas en cada caso?

B.- NaOH 0.01 mol/L NH3 0.01 mol/L

¿Cuáles son las reacciones involucradas en cada caso? El pH para ambas bases ¿será el mismo? ¿Por qué?

C.- Vinagre

¿Cuál es el ácido presente en el vinagre?

D.-NaCl 0.1 mol/L CH3COONa 0.1 mol/L NH4Cl 0.1 mol/L

¿A qué se debe la diferencia en el pH de las dos soluciones de sales de sodio? ¿A qué se debe la diferencia en el pH de las dos soluciones de sales conteniendo cloruros?

5A. DATOS A REGISTRAR ● Para todas las experiencias analizadas registrar el valor de pH medido con el pH-metro 6A. PRESENTACIÓN DEL INFORME 1.- Indicar a que se debe la diferencia de pH entre las soluciones ácidas de la experiencia (A) y entre las soluciones alcalinas de la experiencia (B). 2.- A partir de la medida de pH calcular la Ka de los ácidos empleados en la experiencia (A). Comparar con los valores tabulados en bibliografía. 3.- A partir del pH medido calcular la concentración del ácido presente en el vinagre, experiencia (C). 4.- Explicar con las reacciones correspondientes los valores de pH medidos en cada una de las soluciones salinas de la experiencia (D).

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PARTE B: Electroquímica 1B. OBJETIVOS ● Analizar reacciones redox. Identificar semi-reacciones y agentes oxidante y reductor. ● Armar una pila de Daniell ● Aplicar la ecuación de Nernst ● Realizar una electrólisis. Comparar el empleo de una pila comercial o de la pila Daniell como fuente de energía. 2B. FUNDAMENTOS TEÓRICOS Las reacciones de óxido - reducción ocurren con transferencia de electrones y pueden separarse físicamente en semirreacciones: una que cede electrones (semirreacción de oxidación) y otra que los acepta (semirreacción de reducción). Si se deja fluir los electrones por un conductor electrónico, se puede realizar trabajo eléctrico. Este es el principio de la pila galvánica. Por otro lado se puede utilizar trabajo eléctrico para forzar la circulación de electrones y producir una reacción no espontánea. Este es el principio de las celdas electrolíticas.

3B. PARTE EXPERIMENTAL Materiales necesarios ● Gradilla y tubos de ensayo ● Dos vasos de precipitado de 250 mL ● Voltímetro ● Electrodos de cinc y cobre ● Puente salino ● Pipeta ● Matraz ● Tubo en U ● Cables, Batería de 9 V ● Electrodos de grafito.

Reactivos ∙ Granallas de Zn ∙ Acetato de plomo 5% ∙ CuSO4 sólido ∙ Clavos de Fe y de Cu ∙ Solución de ácido clorhídrico (HCl) ∙ Solución de iones Cu2+ y Zn2+, 0.1 mol/L ∙ Solución de NaCl 1 mol L-1 ∙ Fenolftaleína

4B. PROCEDIMIENTO 4B.1. Reacciones de tubo de ensayo Realizar las siguientes reacciones en tubos de ensayo. A.- A 5 mL de acetato de plomo al 5% agregar una granalla de cinc.

CUESTIONES A DISCUTIR

¿Qué composición tiene el polvo oscuro que se deposita? Si se pesara la granalla de cinc antes y después del ensayo, ¿qué observaría?

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B.- A 5 mL de solución de 6 mol/L agregar un clavo de cobre.

HCl

Explique y justifique la ausencia de cambios observables

C.- Colocar el sulfato de cobre provisto en un tubo de ensayo, agregar agua hasta la mitad del tubo aproximadamente. Tomar un clavo de hierro y sumergirlo en el tubo.

¿Por qué cambia de color la solución? ¿Qué clase de reacción es la que se produce en los tubos?

D.- A 5 ml de solución de HCl 6 mol/L agregar una granalla de cinc.

¿Cuál es la composición de las burbujas que se desprenden? Si se pesara la granalla de cinc antes y después del ensayo, ¿qué observaría?

En los tres casos, observar y anotar los cambios producidos.

4B.2. Armado de una pila de Daniell y medición de la fuerza electromotriz A.- Armar la pila de Daniell con ambas soluciones 0.1 mol/L, según el esquema de la Figura 1. Verificar su potencial.

B.- Retirar el puente salino y verificar nuevamente el potencial.

¿Para cada caso, ¿cuáles son las reacciones correspondientes? ¿cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor? ¿ cómo podría armarse una pila con las mismas semirreaciones? CUESTIONES A DISCUTIR Identificar en la pila de Daniell ánodo y cátodo. Movimiento de los electrones, signo de los electrodos de la pila. Comparar el valor del potencial teórico con el valor medido.

¿Qué sucede con la diferencia de potencial al retirar el puente salino?¿Por qué?

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Figura 1: Esquema de la pila

4B.3. Electrólisis de solución de NaCl A.- Armar la celda electrolítica como muestra la Figura 2. Utilizar una pila comercial de 9 V para alimentar la electrólisis. Conectar el ánodo de la pila (-) al electrodo de la celda de electrólisis donde se producirá la reacción de reducción cátodo, (-). Agregar fenolftaleína para identificar la reacción. Ubicar el cátodo (+) de la pila y conectarlo al otro electrodo de la celda electrolítica, que será entonces el ánodo (+) de la misma y en donde se produce la oxidación.

CUESTIONES A DISCUTIR ¿Por qué el electrodo de la celda de electrólisis va unido al ánodo de la pila es el cátodo?

¿Qué se identifica con la fenolftaleína?

Observar que se desprenden burbujas en el cátodo de la celda electrolítica. ¿Qué gas se desprende? ¿Qué gas se desprende en el ánodo?¿Se puede comprobar experimentalmente?

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Figura 2: Esquema del equipo de electrólisis

5B. DATOS A REGISTRAR 1. Reacciones de tubo de ensayo Para cada una de las experiencias realizadas ● Cambios de color ●

Formación de precipitados

●

Desprendimiento de gases

2. Pila de Daniell ● Potenciales en la pila de Daniell 3. Electrólisis ● Cambios de color. ●

Desprendimiento de gases.

6B. PRESENTACIÓN DEL INFORME 1. Reacciones de tubo de ensayo - Describir los cambios observados en cada tubo. Identificar si se trata de un proceso físico o químico. Escribir las hemirreacciones (completas), la reacción global y señalar al agente oxidante y al reductor cuando corresponda. - Justificar con valores de potenciales de reducción las reacciones que hayan ocurrido. - Responder: a- ¿Qué sucedería si en la experiencia A se agregaran virutas de Cu? b- ¿Qué metales se podrían utilizar en la experiencia B para obtener H2(g)? c- ¿Es posible plantear una reacción redox factible que produzca gas cloro a partir de la reacción con una solución de HCl (en lugar de gas hidrógeno como en la experiencia B)?

2. Pila de Daniell 95

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-Esquematizar la pila de Daniell completa. Escribir las ecuaciones en cada hemicelda y la reacción global. Marcar el sentido de circulación de los electrones y el signo de los electrodos. Calcular la FEM. - Discutir qué sucedería si se preparara una solución de Cu2+ cuya concentración sea 100 veces menor que la utilizada en 4B2. Recalcular el potencial empleando la ecuación de Nernst.

3. Electrólisis -Escribir las ecuaciones de la electrólisis del NaCl en solución. Justificar su elección. Comparar con la electrólisis del NaCl fundido. Calcular el mínimo potencial que es necesario aplicar en cada caso. - Justificar con cálculos si la electrólisis del NaCl (ac) se podría llevar adelante empleando la pila de Daniell armada con [ Zn2+] y [Cu2+] = 1 mol/L. ¿Y si se cambiaran las concentraciones?

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DEPARTAMENTO DE INGENIERÍA QUÍMICA Y EN ALIMENTOS

MANUAL DE PROCEDIMIENTOS PARA LA REALIZACIÓN DE TRABAJO EXPERIMENTAL

Normas de Seguridad Generales en los Laboratorios con Riesgo Químico El trabajo en laboratorios debe observar al cumplimiento de estrictas normas de seguridad para evitar lesiones a las personas, las instalaciones y el medio ambiente. Trabajar con seguridad en un laboratorio implica cumplir obligatoriamente con las siguientes indicaciones: 1. Indicaciones sobre normas higiénicas. o

No comer ni beber en el laboratorio, ya que es posible que los alimentos o bebidas se hayan contaminado. No guardar alimentos ni bebidas en las heladeras del laboratorio.

o

Lavarse siempre las manos después de hacer un experimento y antes de salir del laboratorio.

o

Por razones higiénicas y de seguridad, está prohibido fumar en el laboratorio (al igual que en el resto de las dependencias de la UNMdP).

o

No inhalar, probar u oler productos químicos. No acercar la nariz para inhalar directamente de un tubo de ensayo.

o

Llevar el pelo recogido.

o

Mantener abrochados los guardapolvos.

2. Indicaciones sobre orden y limpieza. El orden es fundamental para evitar accidentes. Mantener el área de trabajo ordenada, sin libros, abrigos, bolsas, exceso de botellas de productos químicos y cosas innecesarias o inútiles. o

Mantener las mesadas y campanas siempre limpias. inmediatamente todos los productos químicos derramados.

Se

deben limpiar

o

Evitar que caigan papeles y material poroso en las piletas.

o

Limpiar siempre perfectamente el material y equipos después de su uso.

3. Indicaciones sobre comportamiento y actitudes. Actuar siempre responsablemente. Trabajar sin prisas, pensando en cada momento lo que se está haciendo, y con el material y reactivos ordenados. Interiorizarse de la ubicación de los elementos de seguridad, tales como extintores, baldes de arena, lavaojos, ducha de seguridad, salidas etc.

Atención a lo desconocido. Está terminantemente prohibido hacer experimentos no autorizados por el profesor. 97

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No usar ni limpiar frascos de reactivos que haya perdido su etiqueta. Entregarlo inmediatamente al profesor. No sustituir nunca, sin autorización previa del profesor, un producto químico por otro en un experimento. No utilizar nunca un equipo o aparato sin conocer perfectamente su funcionamiento. En caso de duda, preguntar siempre al profesor. 4. Indicaciones específicas en los laboratorios químicos y biológicos 1. Manipulación del vidrio. Muchos de los accidentes de laboratorio se producen por cortes y quemaduras con vidrio, que se pueden prevenir siguiendo unas reglas simples: o No forzar un tubo de vidrio, ya que, en caso de rotura, los cortes pueden ser

graves. Para insertar tubos de vidrio en tapones humedecer el tubo y el agujero con agua, silicona o glicerina, y protegerse las manos con trapos. Esto se aplica también a los termómetros de vidrio. o El vidrio caliente debe dejarse apartado encima de una plancha o similar hasta que

se enfríe. Desafortunadamente, el vidrio caliente no se distingue del frío; si existen dudas, usar unas pinzas o tenazas. o No usar nunca equipo de vidrio que esté agrietado o roto (ante cualquier duda,

consultar al docente a cargo). Depositar el material de vidrio roto en un contenedor para vidrio, no en un cesto de papeles. o Nunca se calienta el material que es usado para la medición de volúmenes, pues por

efectos de dilatación el mismo se descalibra. o Cuidar que las uniones esmeriladas estén limpias. Es conveniente cargar los balones

con un embudo (líquidos) o proteger el esmeril con papel satinado (sólidos). Cuando se calientan soluciones alcalinas puede ponerse vaselina o siliconas sobre el esmeril. 2. Manipulación de productos químicos. o

Los productos químicos pueden ser peligrosos por sus propiedades tóxicas, corrosivas, inflamables o explosivas.

o

Muchos reactivos, particularmente los disolventes orgánicos, arden en presencia de una llama. Otros pueden descomponer explosivamente con el calor. Al usar un mechero Bunsen, u otra fuente intensa de calor, alejar del mechero los envases de reactivos químicos. No calentar nunca líquidos inflamables con un mechero. Cerrar la llave del mechero y la de paso de gas cuando no esté en uso.

o

No inhalar los vapores de productos químicos. Trabajar bajo campana siempre que se utilicen sustancias volátiles. Si aún así se produjera una concentración excesiva de vapores en el laboratorio, abrir inmediatamente las ventanas. Si en alguna ocasión se debe oler una sustancia, la forma apropiada de hacerlo es dirigir un poco del vapor hacia la nariz. No acercar la nariz para inhalar directamente del tubo de ensayo.

o

Está terminantemente prohibido pipetear reactivos directamente con la boca. Usar siempre un dispositivo especial para pipetear líquidos (Ej.: propipeta)

o

Un posible peligro de envenenamiento, frecuentemente olvidado, es a través de la piel. Evitar el contacto de productos químicos con la piel, especialmente de los que 98

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sean tóxicos o corrosivos, usando guantes descartables. Lavarse las manos a menudo. o

Nunca agregue agua a los ácidos concentrados. Para diluirlos siempre agregue de a porciones pequeñas el ácido en el agua, agitando y enfriando bajo canilla si es necesario.

o

Como norma general, leer siempre detenidamente la etiqueta de seguridad de los reactivos que se utilizan.

o

No tocar con las manos desnudas ni probar los productos químicos

o

Calentar tubos de ensayo de costado y utilizando pinzas.

o

Utilizar siempre gradillas y soportes.

o

No se ponen sustancias directamente sobre los platillos de las balanzas; se pesan sobre vidrios de reloj o sobre papel de pesada.

o

No trabajar separado de las mesadas.

o

Comprobar la temperatura de los materiales antes de tomarlos directamente con las manos.

o

Asegurar la desconexión de equipos, agua y gas al terminar el trabajo.

o

Recoger materiales, reactivos, equipos, etc., al terminar el trabajo.

o

Nunca vuelva a colocar los reactivos no usados en su recipiente original, esto contamina el resto de la droga. Si Ud. extrajo demasiado de un líquido o un sólido consulte con su ayudante sobre esta disposición.

o

Emplear y almacenar sustancias inflamables en las cantidades mínimas necesarias.

o

Debido a su posible toxicidad, nunca arroje líquidos en las piletas. La cátedra lo proveerá de recipientes adecuados.

3. Transporte de reactivos. No transportar innecesariamente los reactivos de un sitio a otro del laboratorio. Las botellas se transportan siempre tomándolas del fondo del envase, nunca tapón.

del

4. Calentamiento de líquidos. No calentar nunca un recipiente totalmente cerrado. Dirigir siempre la boca del recipiente en dirección contraria a uno mismo y a las demás personas cercanas. Sea cuidadoso de no pasar su brazo sobre el fuego para alcanzar algún material. 5. Riesgo eléctrico. Para evitar descargas eléctricas accidentales, seguir exactamente las instrucciones de funcionamiento y manipulación de los equipos. No enchufar nunca un equipo sin toma de tierra o con los cables o conexiones en mal estado. Al manipular en el interior de un aparato, comprobar siempre que se encuentra desconectado de la fuente de alimentación.

5. Indicaciones sobre protección personal

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1. Cuidado de los ojos. Los ojos son particularmente susceptibles de daño permanente por productos corrosivos, así como por salpicaduras de partículas. Es obligatorio usar antiparras siempre que se esté en un laboratorio donde los ojos puedan ser dañados. No usar lentes de contacto en el laboratorio, ya que, en caso de accidente, las salpicaduras de productos químicos o sus vapores pueden pasar detrás de las lentes y provocar lesiones en los ojos. 2. Cómo vestirse en el laboratorio. El uso de guardapolvo es obligatorio en el laboratorio, ya que por mucho cuidado que se tenga al trabajar, las salpicaduras de productos químicos son inevitables. El guardapolvo será preferentemente de algodón, ya que, en caso de accidente, otros tejidos pueden adherirse a la piel, aumentando el daño. No es aconsejable llevar minifalda o pantalones cortos, ni tampoco medias de materiales sintéticos (nylon, lycra, etc.), ya que las fibras sintéticas en contacto con determinados productos químicos se adhieren a la piel. Se recomienda llevar zapatos cerrados y no sandalias. Los cabellos largos suponen un riesgo que puede evitarse fácilmente recogiéndolos de manera adecuada. 3. Uso de guantes. Es recomendable usar guantes, sobre todo cuando se utilizan sustancias corrosivas tóxicas. En ocasiones, pueden ser recomendables los guantes descartables.

o

Qué hay que hacer en caso de accidente: primeros auxilios En caso de accidente, avisa inmediatamente al docente a cargo del laboratorio. Fuego en el laboratorio. Evacuar el laboratorio, por pequeño que sea el fuego, por la salida principal o por la salida de emergencia si no es posible por la principal. Avisar a todos los compañeros de trabajo sin que se extienda el pánico y conservando siempre la calma. ●

Fuegos pequeños Si el fuego es pequeño y localizado, apagarlo utilizando un extintor adecuado, arena, o cubriendo el fuego con un recipiente de tamaño adecuado que lo ahogue. Retirar los productos químicos inflamables que estén cerca del fuego. No utilizar nunca agua para extinguir un fuego provocado por la inflamación de un disolvente. ●

Fuegos grandes Aislar el fuego. Utilizar los extintores adecuados. Si el fuego no se puede rápidamente, avisar a seguridad y evacuar el edificio. ●

controlar

Fuego en el cuerpo. Si se incendia la ropa, pedir inmediatamente ayuda. Rodar sobre si mismo para apagar las llamas. No correr ni intentar llegar a la ducha de seguridad si no está muy cerca. ●

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Para socorrer a alguien que se esté quemando, cubrirlo con una manta preferentemente antifuego, llevarlo hasta la ducha de seguridad, si está cerca, o hacerlo rodar por el suelo. No utilices nunca un extintor sobre una persona. Una vez apagado el fuego, colocar a la persona tendida, procurando que no tome frío y proporcionar asistencia médica. Quemaduras. Las pequeñas quemaduras producidas por material caliente, baños, placas o mantas calefactoras, etc., se trataran lavando la zona afectada con agua fría durante 10-15 minutos. Las quemaduras más graves requieren atención médica inmediata. No utilizar cremas y pomadas grasas en las quemaduras graves. ●

Cortes. Los cortes producidos por la rotura de material de vidrio son un riesgo común en el laboratorio. Estos cortes se tienen que lavar bien, con abundante agua corriente, durante 10 minutos como mínimo. Si son pequeños y dejan de sangrar en poco tiempo, lavarlos con agua y jabón y taparlos con una venda o apósito adecuados. Si son grandes y no paran de sangrar, requiere asistencia médica inmediata. ●

● Derrame de productos químicos sobre la piel. Los productos químicos que se hayan vertido sobre la piel han de ser lavados inmediatamente con agua corriente abundante, como mínimo durante 15 minutos.

Las duchas de seguridad instaladas en los laboratorios serán utilizadas en aquellos casos en que la zona afectada del cuerpo sea grande y no sea suficiente el lavado en un lavabo. Es necesario sacar toda la ropa contaminada a la persona afectada lo antes posible mientras esté bajo la ducha. Recordar que la rapidez en el lavado es muy importante para reducir la gravedad y la extensión de la herida. Proporcionar asistencia médica a la persona afectada. ●

Actuación en caso de producirse lesiones en la piel.

- Por ácidos. Cortar lo más rápidamente posible la ropa. Lavar con agua corriente abundante la zona afectada. Neutralizar la acidez con bicarbonato sódico durante 15-20 minutos. Sacar el exceso de pasta formada, secar y cubrir la parte afectada con linimento óleo-calcáreo o similar. - Por álcalis. Lavar la zona afectada con agua corriente abundante y luego con una disolución saturada de ácido bórico o con una disolución de ácido acético al 1%. Secar y cubrir la zona afectada con una pomada de ácido tánico. Actuación en caso de producirse lesiones en los ojos. En este caso el tiempo es esencial (menos de 10 segundos). Cuanto antes se lave el ojo, menos grave será el daño producido. Lavar los dos ojos con agua corriente abundante durante 15 minutos como mínimo en una ducha de ojos, y, si no hay, con un frasco para lavar los ojos. Es necesario mantener los ojos abiertos con la ayuda de los dedos para facilitar el lavado debajo de los párpados. Es necesario recibir asistencia médica, por pequeña que parezca la lesión. ●

Actuación en caso de ingestión de productos químicos. Antes de cualquier actuación concreta pedir asistencia médica. ●

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Si el paciente está inconsciente, ponerlo en posición inclinada, con la cabeza de lado, y sacar la lengua hacia fuera. Si está consciente, mantenerlo apoyado, tapado con una manta para que no tenga frío. No provocar el vómito si el producto ingerido es corrosivo. Actuación en caso de inhalación de productos químicos. Conducir inmediatamente la persona afectada a un sitio con aire fresco. Requiere asistencia médica lo antes posible. Al primer síntoma de dificultad respiratoria, iniciar la respiración artificial boca a boca. El oxígeno se ha de administrar únicamente por personal entrenado. Continuar la respiración artificial hasta que el medico lo aconseje. Tratar de identificar el vapor tóxico. Si se trata de un gas, utilizar el tipo adecuado de máscara para gases durante el tiempo que dure el rescate del accidentado. Si la máscara disponible no es la adecuada, se podrá rescatar a la víctima si durante el tiempo que demanda la maniobra se puede mantener la respiración. No respirar los vapores tóxicos porque en ese caso habrá dos víctimas. ●

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Este compendio de normas de seguridad y primeros auxilios en un laboratorio de Química está basado en el trabajo realizado por la Ing. Sandra Baeza (Ente coordinador de Seguridad e Higiene de la Facultad de Ingeniería)

*Este manual debe conservarse para todas las asignaturas con Prácticos de Laboratorio. Nombre y Apellido del Alumno:

________________________________________________ Nombre y firma del Docente responsable que recibe el talón:

_________________________ Fecha:

Cortar por la línea y entregar al profesor con todos los datos completos

He recibido el Manual de Procedimientos para la Realización de Trabajo Experimental y me comprometo a cumplir con las Normas de seguridad durante la ejecución de las prácticas. Cátedra: __________________________________________________________________ Nombre y Apellido del Alumno: __________________________________________________________________ DNI: ______________________________

Fecha: ______________________

Firma: __________________________________

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