TABLA PERIÓDICA Y ENLACE QUÍMICO

BENEMÉRITA UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE PUEBLA

FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS

QUIMICO FARMACOBIÓLOGO

MANUAL DE LABORATORIO

TABLA PERIÓDICA Y ENLACE QUÍMICO

PRIMAVERA-2014

José Genaro Carmona Gutiérrez

Práctica 1

TITULACIÓN

Introducción: La titulación o valoración de soluciones tiene como principal objetivo determinar la concentración de una solución ácida o básica desconocida. El concepto de ácidos y bases es sin duda uno de los más importantes y útiles en toda la química. Casi todas las reacciones pueden clasificarse en forma general como reacciones entre ácidos y bases, o como reacciones que implican oxidación y reducción. Un ácido se define como cualquier sustancia que aumente la concentración del ion hidrónio en una solución. A los electrolitos fuertes se les llama ácidos fuertes, de igual manera a un electrolito débil se le llama ácido débil. Una base se define como la sustancia que aumenta la concentración del ion hidróxido en las soluciones acuosas. Una base que se disocia completamente se llama base fuerte. Una base débil es aquella que se disocia parcialmente. ESCALA DE pH: Los números pequeños que representan las bajas concentraciones de iones hidronio e hidróxido que existen son poco cómodos de escribir y expresar. En 1909 Sorense introdujo el término pH, definido en relación a la concentración del ion hidronio. El pH se define como: pH = -logH3O+ y el pOH = -logOH-. Estos términos están relacionados por la expresión: pH + pOH = 14. En el agua y en disoluciones neutras: pH = pOH = 7.0; En una disolución ácida: pH  7.0; En una disolución alcalina: pH  7.0

2.- objetivos:

1.- El estudiante hará una titulación utilizando del peachímetro y graficará los resultados.

2.- El estudiante conocerá las teorías de: Arrhenius, Bronsted-Lowry, Lewis, de los ácidos y las bases.

3.- El estudiante se prepara para comprender el impacto de las sustancias químicas, como los ácidos y las bases, en el medio ambiente.

3.- Material y Reactivos

Bureta Hidróxido de sodio

Vasos de precipitado Ácido sulfúrico

Goteros Fenolftaleína

Soporte universal Agua destilada

Peachímetro

Matraz aforado

Pipeta

Balanza analítica.

4.- Parte Experimental

Titulación.

1.- Preparar 50 mL de solución de hidróxido de sodio. Pesar con balanza analítica una lenteja de hidróxido de sodio (también conocido como sosa caustica), poner en el matraz aforado, disolver y aforar. Calcular la concentración normal.

2. - Llenar la bureta con la solución de NaOH.

3. - En un vaso de precipitado, tomar 5 ml de una solución de H2SO4 que ha sido preparada previamente por el profesor.

4. - Agregar tres gotas de indicador fenolftaleína, a la solución de H2SO4.

5.- Agregar dos mililitros de la solución de NaOH de la bureta a la solución de ácido sulfúrico, agitar y medir el pH.

6.- Repetir el procedimiento anterior hasta que se agote la solución de NaOH.

7.- Terminada la titulación, graficar las lecturas de pH contra el volumen de NaOH gastado.

Al terminar la titulación, elabora su gráfica entonces se puede calcular la concentración de ácido sulfúrico a partir de la concentración de hidróxido de sodio que sí se conoce, utilizando la fórmula de la dilución: Va Na = Vb Nb

Escribir la ecuación química de la neutralización.

5.- Cuestionario

1.- Definir ácido y base según las teorías de Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis.

2.- ¿Cuáles son las propiedades de los ácidos y de las bases?

3.- ¿Para que nos sirve medir el pH de las soluciones?

4.- ¿Por qué los ácidos y las bases conducen la corriente eléctrica?

5.- ¿Qué es un indicador? Investigar la fórmula de la fenolftaleína.

6.- Si el pH de una solución es 5.5. Calcular la concentración de los iones [OH-] y [H3O+]

Practica 2

PILAS QUIMICAS

Introducción: Cuando un metal activo se sumerge en agua, se disuelve pasando a su forma iónica, por ejemplo en zinc: Zn → Zn +2 + 2e- , los electrones de valencia correspondientes a estos iones que pasan a la solución quedan sobre el metal y le comunican una carga negativa. La carga negativa sobre el metal atrae a los iones positivos y tiende a reducirlos al estado metálico, por ejemplo el cobre: Cu+2 + 2 e- → Cu. Cuando estos metales se introducen en agua o alguna solución se les conoce como electrodos, cuando dos electrodos diferentes, sumergidos en disoluciones de sus iones respectivos, se disponen de modo que las disoluciones estén en contacto, pero sin mezclarse, a través de un puente salino, tal combinación constituye una PILA, se le conoce como pila galvánica o voltaica.

Las reacciones que ocurren en una pila de Daniell son reacciones de oxidación- reducción, el proceso se puede explicar por medio de dos semireacciones: Cuo + 2e- → Cuo Reducción; Zno → Zn + 2 + 2e- Oxidación. El electrodo donde se produce la oxidación se llama ánodo, en el se recibe electrones provenientes del proceso de oxidación, en esta pila el ánodo tiene carga negativa. El electrodo en el cual se produce la reducción se denomina cátodo, como en este electrodo los electrones son consumidos tan pronto como están disponibles, este electrodo es positivo. Se puede representar por medio del siguiente esquema: |Zn+, Zn+2||Cu++, Cu+1|. Si la concentración de los iones es 1 Molar, la fuerza electromotriz de la pila es la diferencia entre los potenciales normales de electrodos, estos valores han sido calculados, cada especie química tiene su valor y los podemos investigar en las TABLAS DE POTENCIALES DE REDUCCION, ejemplo: Zn ++ + 2e- → Zno, Eo = -O.76V; Cu++ + 2e- → Cuo, Eo = +0.34 V. Entre más pequeño es el valor, es una especie química más activa, porque tiende a ceder electrones y por lo tanto actúa como REDUCTOR. Si la semireacción del Zn es invertida, entonces obtendremos el resultado de la reacción:

Zno → Zn ++ + 2e- Eo = +0.76V

Cu ++ + 2e- → Cuo Eo = +0.34 V

Zno + Cu++ → Zn++ + Cuo ∆Eo = +1.10 V

Una batería está integrada por seis celdas conectadas en serie, cada una con una diferencia de potencial de 2V. El cátodo (-) está hecho de PbO2 inmerso en una malla metálica, y el ánodo (+) es de Pb; ambos sumergidos en H2S04 bastante concentrado (5M). Las reacciones que se llevan a cabo cuando se enciende el automóvil, y que descargan la batería son:

Pb02 + 4H+ + S04-2 + 2e → PbS04 + 2H20 Reducción

Pb + S04-2 → PbS04 + 2e- Oxidación

Reacción completa: Pb02 + Pb + 2H2S04 → 2PbS04 + 2H2O

2.- Objetivos

1.- Preparar una pila de Daniells, usar el multímetro, diferenciar entre una conexión en serie y en paralelo.

2.- Comprender que: Las reacciones químicas de óxido reducción generan corriente eléctrica espontáneamente, el concepto de fuerza electromotriz y evidencia física de la existencia de los electrones.

3.- El descubrimiento de los electrones, transformó la concepción que se tenía de la naturaleza y originó el desarrollo tecnológico del siglo XX.

3.- Materiales y Reactivos

Multímetro Matraz aforado Sulfato de cobre

Vasos de precipitado Jeringa Sulfato de zinc

Tubos de ensaye Algodón Agua destilada

Puente salino Gradilla Cloruro de potasio

Caimanes Ácido sulfúrico

Electrodos Ácido clorhídrico

4.- Parte Experimental

a). - Pila de Daniell.

l. - Preparar 50 ml de la solución de CuSO4.5H2O 0.1 M y 50 ml de solución de ZnSO4.7H2O 0.1 M.

2. - Preparar el puente salino con disolución de cloruro de potasio 0.1M. Utilizar la jeringa para su llenado.

3.- Colocar las soluciones en los vasos de precipitado e introducir los electrodos.

4. - Conectar los electrodos al multímetro y registrar el voltaje y la corriente.

5.- Hacer una conexión en serie y medir el voltaje y la corriente.

6.- Hacer una conexión en paralelo y medir el voltaje y la corriente.

b).- Medición de la fuerza electromotriz.

a).- Colocar varios electrodos: Plomo, cobre, fierro, zinc, magnesio, aluminio, etc., en una papa.

b).- Medir con el multímetro el voltaje que produce cada par de electrodos. Sus valores siempre deben ser positivos.

c).- Reacciones de desplazamiento.

a).- Colocar 5 tubos de ensaye en la gradilla. b).- Adicionar a cada uno 2 ml de HCl concentrado.

c).- Agregar a cada uno un metal: Mg, Cu, Al, Ca, Zn. d).- Escribir la ecuación química correspondiente.

5.- Cuestionario:

1.- Calcular el voltaje producido a partir de los potenciales normales de reducción para los siguientes pares de elementos: (Pl, Cu), (Cu, Fe), (Fe, Zn),

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