Trabajo realizado por: Daniel González Mancebo Practica nº 1

Trabajo realizado por:
Daniel González Mancebo
Practica nº 1: Preparación de disoluciones
En esta practica vamos a preparar dos disoluciones, una de 500 mL de disolución de
HCl 0,2 N y la otra de 500 mL de disolución de NaCl 0,1 N. Para ello vamos a utilizar los
siguientes elementos: una pipeta graduada, vidrio de reloj, una espátula, un vaso de
precipitado de 250 mL, una varilla agitador, embudo, un matraz aforado de 500 mL y un
frasco lavador. Además utilizaremos también acido clorhídrico concentrado y cloruro
sódico sólido.
1) Preparación de 500 mL de disolución de HCl 0,2 N
Para preparar esta disolución vamos a partir de una disolución concentrada de HCl, de
la cual cogeremos el volumen necesario para luego preparar nuestra disolución de 500 mL
0,2 N. Primero calculamos el volumen necesario que debemos de coger de la disolución de
HCl concentrado. [La disolución de HCl concentrada tiene un 35% en masa de HCl y una
densidad d = 1,185 g·mL-1]
Para calcular este volumen partimos de que la normalidad es igual al número de
equivalentes partido por el volumen en litros de la disolución. Además como el numero de
equivalentes es igual a la masa de HCl [precisamente la que queremos calcular] partido por
la masa equivalente del HCl, y este a su vez es igual a la masa equivalente del HCl partido
por la valencia del HCl, que es 1, podemos simplificar todo esto en:
N = nº equivalentes/ V(L)
nº equivalente = m/Mequiv
Mequiv = Mm/valencia = 36,5
m / Mequiv
N=
; m = V (L) · Mequiv · N = 0,5 · 36,5 · 0,2 = 3,65 gr. de HCl
V (L)
Por lo tanto tenemos que necesitamos obtener 3,65 gr. de HCl de la disolución
concentrada para poder prepara nuestra disolución. Ahora utilizando los datos de la botella
de HCl y mediante factores de conversión calculamos los mL de HCl que necesitamos:
100 gr. de disolución
3,65 gr. de HCl =
1 mL de disolución
·
35 gr. de HCl
= 8,80 mL de disolución
1,185 gr. de disolución
Una vez que sabemos los mL de disolución concentrada de HCl que necesitamos lo
que hacemos es pipetear esa cantidad de la botella de HCl concentrado y la llevamos a un
matraz aforado de 500 mL. Una vez tenemos el HCl en el matraz, enrasamos el matraz con
agua destilada. A continuación agitamos un poco el matraz para que la mezcla se
homogenice, y así terminar con la preparación de la primera disolución. Una vez hemos
terminado y el profesor ha comprobado que la disolución esta bien preparada vertemos la
disolución en su sitio correspondiente y lavamos bien el material utilizado.
2) Preparación de 500 mL de disolución de NaCl 0,1 N
Para preparar esta disolución tenemos que tener en cuenta que el NaCl es un
producto sólido y que por lo tanto vamos a actuar de diferente forma a como hemos
actuado en el apartado anterior. Primero debemos de calcular la masa de NaCl necesaria
para preparar esta disolución (500 mL 0,1 N), y luego, mas adelante describiremos la forma
de medir esa masa que necesitamos.
Para calcular la masa de NaCl hacemos igual que en apartado anterior, utilizamos la
formula de la normalidad, del numero de equivalentes y de la masa equivalente, para
despejar la masa de NaCl que necesitamos y poder calcularla. En este caso y al igual que
antes la valencia de NaCl vuelve a ser 1, por lo que su masa equivalente coincide con su
masa molar.
m / Mequiv = molar
N=
; m = V (L) · Mm. · N = 0,5 · 58,5 · 0,1 = 2,925 gr. de NaCl
V (L)
Una vez calculados los gramos de NaCl que necesitamos, pesamos esta cantidad de
NaCl en un granatario y para ello utilizamos un vidrio de reloj. Una vez pesado lo llevamos
a un vaso de precipitado de 250 mL, donde disolvemos esta cantidad con un poco de agua.
Cuando esta disuelto lo llevamos a un matraz de 500 mL con el suficiente cuidado de no
verter nada.
Enjuagamos el vaso con agua y vertemos toda esta agua también en el matraz. Una
vez tenemos en el matraz el NaCl disuelto, enrasamos con agua el matraz para completar
los 500 mL de disolución.
Una vez terminado esto y cuando el profesor comprueba que la disolución esta bien
echa, vertemos el contenido de la disolución en l lugar adecuado a tal efecto.
Practica nº 2: Ley de la conservación de la materia
El objetivo de esta práctica es estudiar los cambios ponderales que tienen lugar en las
reacciones químicas y averiguar si la masa es la misma antes y después de la reacción. Para
ello vamos a utilizar tres matraces Erlenmeyer de 250 mL, una pipeta y tres frascos con tres
disoluciones distintas (una con Na2CO3 1Molar, otra con CaCl2 1Molar, y la otra con
H2SO4 3Molar).
Para realizar esta práctica tenemos que tener en cuenta y tener mucho cuidado de que
los matraces estén perfectamente secos por fuera, en todo momento. A continuación lo que
tenemos que hacer es marcar los tres matraces para poder distinguirlos perfectamente unos
de otros y no mezclarlos.
En un matraz, el marcado con el número uno, echamos mediante una pipeta 10 mL del
bote que contiene la disolución de Na2CO3 , en otro matraz, el marcado con el numero dos,
echamos mediante una pipeta 3 mL del bote que contiene la disolución de CaCl 2 , y por
ultimo en el ultimo matraz, el marcado con el numero tres, echamos mediante una pipeta 3
mL del bote que contiene la disolución de H2SO4. A continuación pesamos cada matraz por
su lado en una balanza y anotamos los resultados obtenidos, y calculamos la masa total de
los tres matraces.
Matraz nº 1 = 124,67 gramos.
Matraz nº 2 = 112,94 gramos.
Matraz nº 3 = 115,95 gramos.
Masa total = 353,56 gramos.
Ahora lo que hacemos es añadir con cuidado la disolución de CaCl2 (matraz 2) a la
disolución Na2CO3 de (matraz 1), agitamos suavemente para que se mezcle bien las dos
disoluciones. Cuando se han mezclado bien volvemos a pesar los tres matraces y volvemos
a calcular la masa total de los tres.
Matraz nº 1 = 127,88 gramos.
Matraz nº 2 = 109,72 gramos.
Matraz nº 3 = 115,95 gramos.
Masa total = 353,55 gramos.
Por ultimo lo que hacemos es añadir la disolución de H2SO4 (matraz 3) a la
disolución anterior, la que contiene la mezcla, (matraz 1). Este paso lo tenemos que hacer
poco a poco y agitando suavemente hasta que desaparezca cualquier signo de que se esta
produciendo la reacción. Una vez mezclado todo, volvemos a pesar los tres matraces por
separados y luego calculamos la masa total de los 3 matraces.
Matraz nº 1 = 131,21 gramos.
Matraz nº 2 = 109,72 gramos.
Matraz nº 3 = 112,98 gramos.
Masa total = 353,41 gramos.
Con estos datos obtenidos podemos concluir lo siguiente:
- Las reacciones que tienen lugar en cada caso son:
1º mezcla:
Na2CO3 + CaCl2
2 NaCl + CaCO3
El hecho de que el cambio en el peso de los 3 matraces sea tan pequeña es porque
toda la cantidad que teníamos inicialmente en cada matraz, sigue habiéndolo en la mezcla,
no ha habido ninguna perdida.
2º mezcla:
2 NaCl + CaCO3 + H2SO4
CaSO4 + CO2 + H2O + 2 NaCl
De acuerdo a esta reacción podemos observar que el cambio que se ha producido en
el peso de los tres matraces tras esta última reacción es debido al CO2 que es un gas y se
evapora, y por lo tanto el peso obtenido es diferente al que había antes, porque la balanza
no puede detectar el peso del gas (CO2)
Practica nº 3: Estequiometria (I): Determinación de la formula
molecular de un hidrato.
En esta práctica vamos a determinar el agua de hidratación de un compuesto
basándonos en la perdida de peso que experimenta después de calentarlo adecuadamente.
Para realizar esta practica vamos a utilizar: un mechero bunsen, una capsula de porcelana,
unas pinzas, un soporte triangular y un trípode. Además usaremos como hidrato problema
CuSO4xH2O
Para realizar esta práctica vamos a seguir los siguientes pasos:
1º Cogemos la capsula de porcelana y la calentamos en el mechero bunsen durante
1 o 2 minutos. Cuando pasen ese tiempo apagamos el mechero y dejamos que se enfríe la
capsula sobre la rejilla. Una vez fría, es decir, cuando este a temperatura ambiente la
pesamos exactamente en la balanza, para ello nos ayudamos de unas pinzas.
Peso de la capsula = 18,79 gramos.
2º Colocamos sobre la capsula 3,85 gramos del hidrato problema (que hemos
pesado con anterioridad en la balanza) y lo pesamos todo junto:
Peso de la capsula con el hidrato = 22,64 gramos.
3º Colocamos la capsula con el hidrato encima de la rejilla del trípode y lo
calentamos con el mechero bunsen, primero suave para evitar salpicaduras. Tenemos que
calentar el hidrato hasta que pierda la coloración azul que tiene, hasta que se quede de un
color grisáceo y finalmente blanco.
4º Una vez a perdido la coloración lo dejamos enfriar hasta que este a temperatura
ambiente y en ese momento volvemos a pesar la capsula con el hidrato, para ello nos
ayudamos siempre de las pinzas para no tocar la capsula ni el hidrato con las manos.
Peso de la capsula con el hidrato después de calentarlo = 21,33 gramos.
5º Volvemos a calentar la capsula con el hidrato unos 2 minutos y lo dejamos
enfriar, una vez frío (a temperatura ambiente) lo volvemos a pesar. Realizamos esta
operación hasta que obtengamos un peso constante (más o menos hasta la segunda cifra
decimal)
Peso de la capsula y el hidrato después de calentarlo 2 minutos = 21,31 gramos
Peso de la capsula y el hidrato después de calentarlo 2 minutos = 21,30 gramos
Peso de la capsula y el hidrato después de calentarlo 2 minutos = 21,30 gramos.
Una vez obtenidos estos datos podemos calcular la formula molecular del hidrato de
la siguiente manera:
Calculamos los gramos que tenemos de sulfato de cobre hidratado, para ello
utilizamos los datos obtenidos:
Peso capsula + hidrato – Peso capsula = 22,64 gr. - 18,79 gr. = 3,85 gr. del CuSO4xH2O
Calculamos los gramos de sulfato sin hidratar, es decir el peso del hidrato cuando lo
hemos calentado y hemos eliminado el agua:
Peso capsula + hidrato (calentado) – Peso capsula = 21,30 gr. – 18,79 gr. = 2,51 gr. de CuSO4
Ahora calculamos el agua que hemos eliminado:
Peso de CuSO4xH2O – Peso de CuSO4 = 3,85 gr. – 2,51 gr. = 1,34 gr. de H2O
Ahora calculamos los moles de agua y los moles de CuSO4 , para luego
relacionarlos y hallar la formula empírica del compuesto.
1 mol CuSO4
2,51 gr. de CuSO4 =
= 0,016 moles de CuSO4
159,6 gr. CuSO4
1 mol de H2O
1,34 gr. de H2O =
= 0,074 moles de H2O
18 gr. de H2O
Por lo tanto si tenemos que, en 0,016 moles de CuSO4 tenemos 0,074 moles de H2O,
en 1 mol CuSO4 de tendremos X moles de H2O, calculamos esa X:
X=5
Por lo tanto y resumiendo, hemos trabajado con un compuesto cuya formula
molecular es:
CuSO4·5 H2O
Practica nº 4: Estequiometria (II). Síntesis de la aspirina.
Determinación del rendimiento de la reacción.
El objetivo de esta practica es la síntesis de acido acetilsalicílico (aspirina) y el
calculo del rendimiento que tiene la reacción que hemos realizado. Para ello vamos a
utilizar los siguientes materiales: un matraz Erlenmeyer, un vaso de precipitado, una pipeta,
un embudo con soporte y papel de filtro. Además utilizaremos como productos acido
salicílico, acido sulfúrico concentrado y anhídrido acético.
Esta práctica la vamos a realizar de la siguiente manera:
1º En un matraz Erlenmeyer adicionamos por orden: 2,5 gramos de acido
salicílico (pesado anteriormente en la balanza con precisión), luego 5 mL de anhídrido
acético (para ello pipetearemos esa cantidad del bote que contiene esa disolución) y 1 mL
de H2SO4 concentrado
2º Agitamos la mezcla y observamos que el matraz sube de temperatura
rápidamente (entre 70 y 80 ºC) y sobre todo observamos que el acido salicílico se disuelve
totalmente. La mezcla que al principio era transparente a medida que va transcurriendo el
tiempo comienza a solidificarse y a tomar un color blanquecino, y comienzan a aparecer
algunos cristalitos.
3º Dejamos que la reacción se producta totalmente durante unos 12 a 15 minutos.
A partir de este tiempo añadimos un poco de agua al matraz y agitamos la suspensión bien
para que los cristales se posen en el fondo.
4º A continuación cortamos papel de filtro y lo ponemos sobre el embudo para
filtrar la mezcla que nos a quedado. Cuando tenemos listo el filtro añadimos la mezcla al
embudo para que se filtre. Como la mezcla huele mucho al acido acético que se ha
producido vamos añadiendo agua al embudo donde esta la mezcla para que esta se lave.
Seguimos añadiendo agua esta que la mezcla deje de oler a acido acético.
5º Una vez tenemos ya filtrada la mezcla hacemos lo siguiente. Abrimos el papel
de filtro sobre otro, cortado anteriormente, y arrastramos todos los cristalitos que nos han
quedado hacia el filtro nuevo. Doblamos varias veces este nuevo filtro con la mezcla en su
interior y lo apretamos. Esto lo realizamos para secar la mezcla y eliminar la mayor
cantidad de agua posible. Este paso de secado lo repetimos varias veces.
6º Por ultimo cuando la mezcla (aspirina, acido acetilsalicílico) esta seca la
pesamos
Peso de la aspirina = 2,45 gramos.
Una vez obtenido estos datos calculamos el rendimiento de la reacción que se ha
producido de la siguiente manera:
1º La reacción que tiene lugar es:
Ac. Salicílico + Anh. Acético
(C7H6O3) + (C4H6O3)
Ac. Acetilsalicílico + Ac. Acético
(C9H8O4)
+ (C2H4O2)
Como tenemos 2,5 gr. de Ac Salicílico y 5 mL de Anh. Acético primero vamos a
calcular el reactivo que se va a agotar totalmente, para poder calcular luego a partir de ese
dato los gramos teóricos de aspirina que deberíamos haber obtenido. Para ello pasamos
tanto los gramos como los mililitros a moles para poder compararlos y saber cual se
agotara. (Dato: densidad del Anh.acetico = 1,08 g·mol-1)
1 mol de C7H6O3
2,5 gr. C7H6O3 =
= 0,018 moles de C7H6O3
138,12 gr. de C7H6O3
1,08 gr. de C4H6O3
5 mL de C4H6O3 =
1 mol de C4H6O3
·
1 mL de C4H6O3
= 0,052 moles de C4H6O3
102,09 gr. de C4H6O3
Por lo tanto esta claro que el que se va a agotar va a ser el Ac. Salicílico, por lo
tanto tomaremos ese dato de partida para calcular los gr. teóricos de aspirina que
deberíamos haber obtenido.
1 mol C7H6O3
2,5 gr. C7H6O3 =
1 mol C9H8O4
·
138,12 gr. C7H6O3
180,16 gr. C9H8O4
·
1 mol C7H6O3
= 3,26 gr. C9H8O4
1 mol C9H8O4
Estos gramos son los que deberíamos haber obtenidos teóricamente si la reacción
hubiera sido del 100% de rendimiento, pero como en realidad hemos obtenido 2,45 gr.
vamos a calcular el rendimiento que hemos tenido como:
2,45 gr. reales de C9H8O4
Rendimiento =
3,26 gr. teóricos de C9H8O4
· 100 = 75,15 % es el rendimiento de la
reacción