Práctica de laboratorio 7: Método de Job

OBJETIVOS: Reconocer el reactivo limitante y en exceso en una reacción. Determinar la estequiometría de una reacción.

MATERIALES:

• Gradilla con 9 tubos de centrífuga idénticos
• Regla
• Vaso de precipitados grande
• Cromato de potasio 0.5 M
• Cloruro de bario 0.5 M
• Pipeta de 5 mL
• Centrifugadora

SEGURIDAD:

• Usa gafas de seguridad.
• Las sustancias empleadas son tóxicas: en caso de contacto con la piel, lavar con abundante agua.

PROCEDIMIENTO:

1. Con ayuda de la pipeta, deposita 0.5 mL de cromato en el tubo 1, 1 mL en el tubo 2, y así hasta el final.
2. Limpia la pipeta y repite el proceso con el cloruro de bario, añadiendo 4.5 mL en el tubo 1, 4 mL en el tubo 2 y así sucesivamente.
3. Mezcla bien el contenido de los tubos, invirtiendo cada uno un par de veces.
4. Centrifuga los tubos durante un minuto.
5. Haz una fotografía del resultado y mide la altura del precipitado en cada tubo.

TAREAS:

1. Organiza todos los resultados anteriores en una tabla que incluya para cada tubo, la composición del mismo y la altura del precipitado formado.
2. Realiza la gráfica de altura de precipitado frente a volumen de uno de los reactivos y traza las rectas correspondientes a las zonas de exceso de cada reactivo.
3. Explica qué significa el resultado obtenido, especialmente la forma de la gráfica, averigua cuál es la estequiometría de la reacción, y escribe cuál es la conclusión a la que habéis llegado, incluyendo si es posible datos de la bibliografía.
4. Evalúa el procedimiento en cuanto a precisión y exactitud de los resultados. Expón detalladamente debilidades y fuentes de error del método y soluciones para las mismas.

RESULTADOS:

1.

2.

3. Lo que podemos comprobar gracias a esta gráfica es que cuanto más igualada sea la cantidad de cromato de potasio y de cloruro de bario, mayor será la altura del precipitado, y, por lo tanto, cuanto más desigual sea la cantidad de ambas sustancias, menor será la altura del precipitado.

La reacción es:

BaCL2 + K2CrO4-----------> BaCrO4 + 2 KCl 

Por lo que podemos decir que la estequiometría es 1 a 1.

CONCLUSIÓN:

En conclusión, podemos decir que cuanto más igualada sea la cantidad de las dos sustancias, mayor será la cantidad de precipitado, y viceversa, ya que cuanto mayor sea la diferencia entre las sustancias, menos altura tiene el precipitado.

EVALUACIÓN:

Práctica de laboratorio 6: Propiedades coligativas

OBJETIVOS: Verificar la ley del descenso crioscópico. Obtener la constante crioscópica del ciclohexano.

MATERIALES:

• Gradilla con 6 tubos de ensayo cortos
• Termómetro
• Vaso de precipitados grande
• Hielo picado
• Sal
• Ciclohexano
• p-diclorobenceno
• Balanza

SEGURIDAD:

• Usa gafas de seguridad.

PROCEDIMIENTO:

1. Prepara en el vaso de precipitados la mezcla frigorífica de hielo picado y sal.
2. Pon en cada tubo de ensayo entre 3.0 y 3.5 g de ciclohexano, anotando exactamente la cantidad introducida una vez pesada en la balanza.
3. Al primer tubo no se le añade nada, en los otros cinco se disuelven respectivamente 0.2, 0.4, 0.6, 0.8 y 1.0 g de p-diclorobenceno.
4. Mide el punto de congelación del primer tubo y de cada disolución, metiéndolas en el baño frigorífico. (Es frecuente que la temperatura baje antes de congelarse y luego suba, es lo que se conoce como subenfriamiento).

TAREAS:

1. Organizar todos los resultados anteriores en una tabla que incluya para cada tubo, la molalidad en p-diclorobenceno, y el punto de congelación medido.
2. Realiza la gráfica que sea necesaria para calcular de la misma la constante crioscópica del ciclohexano.
3. Averigua cuál es la constante crioscópica del ciclohexano(¡BIBLIOGRAFÍA!) y compara el valor obtenido en la experiencia con el de la bibliografía.
4. Explica qué significan los resultados obtenidos, y escribe cuál es la conclusión a la que habéis llegado, incluyendo si es posible datos de la bibliografía.
5. Evalúa el procedimiento en cuanto a precisión y exactitud de los resultados. Expón detallamente debilidades y fuentes de error del método y soluciones para las mismas.

RESULTADOS:

1.

2. 

3. La constante crioscópica del ciclohexano es 20,2; y la constante que yo he obtenido es 11,48. Podemos comprobar que la constante que hemos obtenido está demasiado alejada de la constante original.

Anon, (2016). 1st ed. [ebook] Available at: http://www.vaxasoftware.com/doc_edu/qui/tcriosebu.pdf [Accessed 5 Feb. 2016].

4. CONCLUSIÓN:

En conclusión, podemos observar en la tabla que a mayor cantidad de p-diclorobenceno, menor es la temperatura a la que congela. También podemos observar que nuestra prueba no ha salido bien, ya que la constante crioscópica del ciclohexano no es la correcta.

5. EVALUACIÓN

Práctica de laboratorio 5: Determinación de R

OBJETIVOS: Medir experimentalmente la constante de los gases R.

MATERIALES:

• Tubo graduado
• Tapón agujereado
• Alambre de cobre
• Magnesio
• Ácido clorhídrico comercial
• Termómetro
• Vaso de precipitados grande

SEGURIDAD:

• No usar lentillas al manejar el ácido.
• Usa gafas de seguridad y guantes para manejar el ácido.
• El ácido clorhídrico comercial es fumante (desprende vapores de HCl). Evitar inhalarlo. Si es preciso, manejarlo bajo campana de gases o en lugar bien ventilado.
• El ácido clorhídrico es corrosivo, en caso de contacto con la piel, lavar con agua abundante.

PROCEDIMIENTO:

1. Pesa uno de los trozos de magnesio en la balanza analítica. Si se aprecia signos de óxido (no está brillante y limpio), introducirlo brevemente en un poco de ácido clorhídrico:agua 1:1 para eliminarlo, enjuagarlo con agua y secarlo con papel antes de pesarlo.
2. Engánchalo al hilo de cobre.
3. Llena el vaso de precipitados grande con agua.
4. Vierte unos 2 mL de ácido clorhídrico concentrado en el tubo graduado.
5. Llénalo hasta arriba con agua, vertiendo ésta lentamente para evitar en lo posible la mezcla y difusión del clorhídrico concentrado, que, por su mayor densidad, permanecerá en el fondo del tubo.
6. Coloca el tapón agujereado al tubo, haciendo que el trozo de magnesio enganchado al hilo de cobre quede dentro  del tubo, y fijado por el tapón.
7. Invierte rápidamente el tubo e introdúcelo en el vaso de precipitados anteriormente llenado con agua.
8. Deja que la reacción transcurra: el gas liberado se acumula dentro del tubo, desplazando al agua, y posibilitando su medida.
9. Una vez terminada la reacción, nivel el tubo verticalmente para hacer que el nivel del agua dentro y fuera coincidan. En ese momento, anota el volumen marcado por el gas en el tubo. Anota también la temperatura del agua y la presión atmosférica, que coincide con la del gas del interior del tubo.
10. Los líquidos pueden tirarse por el desagüe.
11. Repite el experimento completo con otros dos trozos de magnesio.

TAREAS:

1. Averigua qué reacción tiene lugar entre el magnesio y el clorhídrico y cuál es la ecuación de los gases perfectos que nos va a permitir calcular R.
2. Organiza los datos en una tabla. Ten en cuenta que el gas atrapado sobre agua contiene también vapor de agua, y por lo tanto la presión total (atmosférica) es la suma de la del gas producido y del vapor de agua. Para obtener la del gas, hay que restar la presión de vapor del agua a la temperatura medida, que debes buscarla en la bibliografía. Incluye en la tabla todos los datos necesarios para calcular R y el valor calculado para cada trozo de magnesio.
3. Pon un ejemplo de los cálculos necesarios para calcular un valor de R.
4. Calcula la media y desviación del valor de R medido.
5. Compara el valor obtenido con la bibliografía y calcula la diferencia en tanto por ciento.
6. Evalúa el procedimiento en cuanto a precisión y exactitud de los resultados. Expón detalladamente debilidades y fuentes de error del método y soluciones para las mismas.

RESULTADOS:

1. La reacción que ocurre cuando el magnesio y el clorhídrico hacen contacto es que el gas es liberado y se acumula dentro del tubo, desplazando así el agua.

La ecuación de los gases ideales es:

Si despejamos R, nos queda que R= p*T*Pat/m*T

2. Determinación de R

3.  R= p*T*Pat/m*T

R= 0,973*0.0166*2/0.0164*294; R= 0.081 L*atm/K*mol

4. La media de R es 0.0815, y su desviación es de 0.0005.

EVALUACIÓN:

A pesar de estos dos errores y de las debilidades del método, el resultado de R es bastante aproximado al resultado real.

Práctica de laboratorio 04 II

OBJETIVOS: Obtener la expresión matemática de una de las leyes de los gases ideales.

MATERIALES:

• Tubo de Schlenk
• Caperuza con conexión al sensor de presión
• Sensor de presión
• Sensor de temperatura
• LoggerPro o interfaz al PC
• Molde de bizcocho
• Placa calefactora con agitador magnético

SEGURIDAD:

• Usa gafas de seguridad.
• La placa calefactora puede calentarse mucho. Ten cuidado para evitar quemaduras.

PROCEDIMIENTO:

1. Engrasa las conexiones del tubo de Schlenlk. Coloca la llave en posición cerrada y pon la caperuza al tubo.
2. Conecta el sensor de presión al tubo de Schlenk.
3. Conecta ambos sensores al LoggerPro o al PC.
4. Llena con agua el molde e introduce en posición horizontal el tubo de Schlenk.
5. Introduce el sensor de temperatura en el agua.
6. Conecta la agitación magnética.
7. Comienza a adquirir datos a razón de un dato cada 5 segundos durante unos 10 minutos.
8. Enciende la calefacción, controlando que la temperatura no suba demasiado rápidamente. Si la temperatura llega a unos 80 ºC, apaga la calefacción y detén el experimento.
9. Una vez acabado el experimento, desmonta los elementos del tubo de Schlenk, eliminando los restos de vaselina con papel de filtro.

TAREAS:

1. A partir de los datos obtenidos, extrae no menos de 8 pares de datos presión-temperatura, y preséntalos en una tabla.
2. Averigua qué relación hay entre las variables que se han medido y qué ley es la que se ha comprobado. ¡BIBLIOGRAFÍA!
3. Realiza la(s) representación(es) gráfica(s) pertinentes según lo investigado.
4. Explica qué significan los resultados obtenidos, y escribe cuál es la conclusión a la que habéis llegado, incluyendo si es posible datos de la bibliografía.
5. Evalúa el procedimiento en cuanto a precisión y exactitud de los resultados. Expón detallamente debilidades y fuentes de error del método y soluciones para las mismas.

RESULTADOS:

Relación temperatura-presión

CONCLUSIÓN:

En conclusión podemos observar que, según la ley de Gay-Lussac, si el volumen es constante, a mayor temperatura, mayor presión, y viceversa, ya que el cociente entre la presión y la temperatura es la constante.

EVALUACIÓN:

Práctica de laboratorio 04 III

OBJETIVOS: Obtener la expresión matemática de una de las leyes de los gases ideales.

MATERIALES:

• Globos
• Lana
• Regla
• Agua caliente
• Hielo
• Bandeja
• Termómetro

SEGURIDAD:

• Usa gafas de seguridad.

PROCEDIMIENTO:

1. Llena un globo con un diámetro de alrededor de 8-10 cm.
2. Usa la lana para medir la longitud de la circunferencia del mismo con la regla.
3. Mide la temperatura ambiente con el termómetro.
4. Llena la bandeja con agua y hielo.
5. Mide la temperatura y coloca el globo en la bandeja durante unos minutos, moviéndolo continuamente para que el gas del interior se enfríe.
6. Vuelve a medir el diámetro como antes.
7. Retira el hielo de la bandeja y añade agua caliente de modo que aumente la temperatura.
8. Repite los puntos 5 a 7 hasta que tengas al menos 5 datos diferentes.

TAREAS:

1. Organiza los datos obtenidos en una tabla. Ten en cuenta que el volumen hay que obtenerlo a partir de la longitud de la circunferencia del diámetro de la esfera.
2. Averigua qué relación hay entre las variables que se han medido y qué ley es la que se ha comprobado. ¡BIBLIOGRAFÍA!
3. Realiza la(s) representación(es) gráfica(s) pertinentes según lo investigado.
4. Explica qué significan los resultados obtenidos, y escribe cuál es la conclusión a la que habéis llegado, incluyendo si es posible datos de la bibliografía.
5. Evalúa el procedimiento en cuanto a precisión y exactitud de los resultados. Expón detalladamente debilidades y fuentes de error del método y soluciones para las mismas.

RESULTADOS:

1.                                                RELACIÓN TEMPERATURA-VOLUMEN

2.     La ley de Charles es aquella que relaciona la temperatura y el volumen cuando la presión es constante. Gracias a esta ley, sabemos que cuando aumenta la temperatura, aumenta el volumen, y viceversa.

Lo que Charles descubrió es que si la cantidad de gas y la presión permanecen constantes, el cociente entre el volumen y la temperatura siempre tiene el mismo valor. Esto se puede expresar así:

Sabiendo esto podemos concluir que: 

BIBLIOGRAFÍA: http://www.educaplus.org/gases/ley_charles.html

3. 

4.     CONCLUSIÓN:

En conclusión, podemos observar que, según la ley de Charles, cuando la presión es constante, si aumenta la temperatura, aumenta el volumen, y viceversa.

5. EVALUACIÓN: