PRÁCTICAS DE QUÍMICA

ÍNDICE

Mechero Bunsen página 2

Material de laboratorio página 3

Determinación del clorato potásico de una muestra página 4

Relación entre volúmenes y masas reaccionantes página 7

Equipo purezas de agua página 10

Análisis cualitativo inorgánico: cationes primer grupo página 15

Principio de “ Le Chatelier” página 18

Electrolisis del agua página 21

Síntesis de la aspirina página 24

MECHERO BUNSEN

Un mechero o quemador Bunsen es un instrumento utilizado en laboratorios científicos para calentar o esterilizar muestras o reactivos químicos.

El quemador tiene una base pesada en la que se introduce el suministro de gas. De allí parte un tubo vertical por el que el gas fluye atravesando un pequeño agujero en el fondo de tubo. Algunas perforaciones en los laterales del tubo permiten la entrada de aire en el flujo de gas (gracias al efecto Venturi) proporcionando una mezcla inflamable a la salida de los gases en la parte superior del tubo donde se produce la combustión.

La cantidad de gas y por lo tanto de calor de la llama puede controlarse ajustando el tamaño del agujero en la base del tubo. Si se permite el paso de más aire para su mezcla con el gas la llama arde a mayor temperatura (apareciendo con un color azul). Si los agujeros laterales están cerrados el gas solo se mezcla con el oxígeno atmosférico en el punto superior de la combustión ardiendo con menor eficacia y produciendo una llama de temperatura más fría y color rojizo o amarillento. Cuando el quemador se ajusta para producir llamas de alta temperatura éstas, de color azulado, pueden llegar a ser invisibles contra un fondo uniforme.

MATERIAL DE LABORATORIO

DETERMINACIÓN DEL CLORATO POTÁSICO DE UNA MUESTRA

OBJETIVO

Determinar la cantidad de clorato potásico de una muestra de dicha sustancia impurificada con cloruro de sodio.

MATERIAL

Muestra impurificada

Tubo de ensayo

Pinzas de madera y palillos

Balanza de precisión

FUNDAMENTOS

Mediante las leyes de Lavoisier podemos encontrar la proporción de una sustancia presente en una muestra.

En nuestro caso disponemos de una mezcla de KClO3 + NaCl. Si calentamos la muestra se descompondrá el KClO3, desprendiendo oxígeno. Esta reacción responde a las leyes estequiométricas. Una vez establecida la reacción de descomposición, que nos indica la proporción entre los moles reaccionantes se puede averiguar el oxígeno desprendido y por lo tanto el clorato presente, ya que todo el oxígeno desprendido proviene del clorato.

Reacción: 2KClO3 + CALOR → 2 KCl + 3 O2

PROCESO Y MEDIDAS

1.- Pesamos un tubo de ensayo, limpio y seco. Introducimos en él una cantidad adecuada de la muestra preparada. Lo volvemos a pesar y obtenemos por diferencia el peso de la mezcla que equivale a 14 g.

2.- Calentamos el tubo de ensayo en posición inclinada hasta que la mezcla se funde. Se varía con frecuencia el punto de aplicación de la llama para que el calor sea lo más uniforme posible.

3.- Calentamos 15 minutos para que la reacción sea completa. Para comprobar el final de la reacción, en la boca del tubo colocamos un palillo en ignición sin llama porque mientras salga oxígeno por la boca del tubo se avivará la parte quemada del palillo, llegando incluso a aparecer llama.

4.- A partir de la reacción de descomposición del clorato, calculamos el peso de KClO3 que había en la muestra y su composición centesimal. Dicho peso correspondía a un valor de 13,4 g.

5.- A continuación construimos una tabla con los resultados y datos obtenidos como la siguiente:

Mt	Ml	M	M´	M´2	M2
10 g	14 g	4 g	13,4 g	0,6 g	1,2 g

Mt masa del tubo de ensayo vacío

Ml masa del tubo de ensayo con la muestra

M masa de la muestra (Ml - Mt )

M´ masa del tubo de ensayo con muestra al final de la reacción

M´2 masa del oxígeno desprendido (Ml - M´)

M2 masa del clorato potásico presente en la muestra que hemos calculado a partir de la reacción.

CUESTIONES

1.- La ley estequiométrica aplicada es la ley de Lavoisier. Se trata de una ley ponderal, ya que se relaciona con la masa y todas las reacciones químicas la cumplen.

La ley de Lavoisier establece que en una reacción química (no nuclear) la masa permanece constante.

2-. El KClO3 hay que manejarlo con cuidado cuando está mezclado con sustancias desconocidas porque es altamente oxidante e inflamable, lo que le convierte en un compuesto inestable.

3-. Tras la combustión en el tubo de ensayo queda solo el KCl, ya que el oxígeno ha abandonado el mismo en forma gaseosa.

4.- Entre las medidas de seguridad que hay que aplicar para el desarrollo de esta práctica está el tumbar el tubo de ensayo al calentarlo hacia una zona donde no se encuentre ninguna persona. Además, la bombona debe quedar bien cerrada para que no exista ningún escape de gas. Por supuesto, como en toda práctica de laboratorio deben usarse unas gafas protectoras.

RELACIÓN ENTRE VOLUMENES

Y MASAS REACCIONANTES

OBJETIVO

Introducción a la medida de volúmenes de gases a través de una reacción química.

Relación entre volumen molar y peso equivalente.

MATERIAL

Tubo de desprendimiento de gases graduado

Vaso de precipitados de 400cc

Cinta de Magnesio

HCl comercial

Alambre de cobre

Tapón de goma agujereado

Soporte con pinza

Tablas de presión del vapor de agua

FUNDAMENTOS

La proporcionalidad entre los moles reaccionantes de dos sustancias determinadas permanece constante. Para comprobar esta ley utilizaremos HCl y Mg.

El % de ácido que reacciona lo deducimos del hidrogeno obtenido.

Para averiguar el peso equivalente del Hidrogeno obtenido necesitamos saber la relación entre el volumen molar y peso equivalente, pues lo que medimos es el volumen del hidrogeno. En esta reacción un dato importante es la presión del hidrogeno.

Directamente medimos la presión atmosférica, que dentro del tubo donde se encuentra el hidrogeno es la suma de la presión del hidrogeno, la del vapor de agua y de la columna de agua hasta la superficie libre del líquido.

La presión de vapor de agua es una constante para cada temperatura.

La presión atmosférica se mide por medio de un barómetro

La de la columna de agua, midiendo su altura

Con los datos de la presión y la temperatura podemos pasar de volumen a moles.

PROCESO Y MEDIDAS

1.- El peso de la cinta de Magnesio es de 0,0315g

5.- El Hidrogeno que se ha formado queda en la parte alta del tubo dejando un espacio de aire. La cinta de magnesio ha reaccionado, ha desaparecido totalmente.

7.-La temperatura ambiente es de 20 grados centígrados

La altura de la columna de gas es de 11cm, la presión de vapor de agua es de 8mm de Hg y la presión atmosférica es de 705mm de Hg. El volumen de gas es de 0,028ml

P H2 = Patm - P vapor de agua - Pcolumna de gas

Presión de H2 = 688,91mm Hg

8.-Calcular los moles de hidrogeno experimentales. Escribir la reacción realizada y calcular los moles teóricos.

Por la ecuación de gases averiguamos el numero de moles de Hidrogeno.

PV = nRT

n = 688,91mm Hg · 0.028ml / (760mm de Hg/atm) · 293K · 0.082atm L/K mol

n = 1,06 · 10 -3 moles de Hidrogeno

La reacción llevada a cabo:

2HCl + Mg → HgCl2 + H2

El numero de moles de hidrogeno teóricos es de 1,3 . 10 -3

Hay una diferencia entre los moles teóricos y los experimentales de 0,24 . 10 -3 moles

EQUIPO PUREZA DE AGUAS

GENERALIDADES

¿Existe el agua pura? Incluso el agua de lluvia, al atravesar la atmósfera, se carga de sustancias diversas. El agua “dulce” de los mantos freáticos contiene sales de origen geológico y también residuos de tratamientos agrícolas y procesos industriales. Lo mismo podemos decir sobre el agua de los ríos, y peor todavía es el caso de algunas aguas estancadas cuya composición evoluciona a consecuencia de los procesos metabólicos de los seres que viven en ellas. En condiciones desfavorables se producen significativas variaciones de pH, y pueden alcanzarse en niveles anormales y peligrosos de amoníaco, nitritos y nitratos. Lo mismo sucede en acuarios.

Los componentes de este equipo de pureza de aguas permiten determinar, cómoda y rápidamente:

• La dureza total y la dureza carbonatada por titrado (contaje de gotas)

• El pH, la concentración de amonio, nitritos y nitratos por método colorimétrico (comparación de los tonos con escalas coloreadas).

Lo reducido de su tamaño y las escalas de color resistentes al agua hacen posible el empleo de este equipo tanto en el laboratorio como sobre el terreno.

TOMAS DE MUESTRAS DE AGUA

Se efectúa con la jeringa de 5 mL, a una profundidad mínima de 10 cm. En el caso de aguas estancadas se aconseja tomar varias muestras a profundidades y localizaciones diferentes.

MEDIDAS DE SEGURIDAD

Durante el análisis:

• No comer ni beber.

• Evitar el contacto de los reactivos con las manos. En caso de contacto, lávese con agua corriente.

• Los resultados de los tests pueden verterse en cualquier desagüe. Aclarar los tubos empleados y las picas.

El pH

El agua pura tiene un pH = 7. EN al presencia de sustancias disueltas lo que le confiere un carácter ácido (pH inferior a 7) o alcalino (pH superior a 7). Las aguas naturales “dulces” tienen, habitualmente, valores de pH comprendidos entre 6 y 7'5; las aguas marinas de 8 a 8'5

Modo de empleo:

• Enjuagar el recipiente de ensayo con el agua a analizar, y después llenarlo hasta el nivel de 5 mL.

• Añadir 3 gotas del indicador y agitar.

• Poner el recipiente sobre el fondo blanco de la escala de color y comparar los tonos mirando por encima del tubo a través de la disolución.

Nuestro pH(1.14655) = 7'5

DUREZA TOTAL ( suma de los iones alcalinotérreos)

La circulación de las aguas disuelve, sobre todo, las sales de calcio y magnesio del suelo. Según la naturaleza de los terrenos por los que circula el agua, el contenido en alcalinotérreos se mantiene bajo (aguas blandas) o alcanza niveles mayores (aguas duras).

Numéricamente, la dureza total se expresa en “grados”, con una escala distinta para diferentes países, 3 son las escalas más utilizadas:

1 grado alemán = 1,25 grados ingleses = 1,78 grados franceses

(od) (of)

Sabiendo que 1 od = 10 mg CaO/litro de agua

=17,8 mg de CaCO3/L

=7,2 mg MgO/L

1 od representa aproximadamente 0,18 mmol/L de iones alcalino-térreos (Mg2+, Ca2+), y 1of unos 0,10 mmol/L de los mismos.

Modo de empleo

• Enjuagar el recipiente de ensayo con el agua a analizar, y llenarlo hasta 5 ml

• Sin dejar de agitar, añadir gota a gota la solución de valoración hasta que el color rojo de la muestra vire a azul (ayudarse de la escala de color). Contar el número de gotas empleado: n

(*) En el caso de que el color no cambie a rojo, significa que el agua no tiene dureza, por lo tanto éste no derivará al verde.

Dureza total del agua (1.11104) = Hemos obtenido color rojo, por tanto no hay dureza.

DUREZA CARBONATADA ( capacidad de fijación de ácido o CFA)

La parte de iones alcalinotérreos que está asociada a iones carbonato CO3- o bicarbonato HCO3- se conoce como dureza carbonatada. La capacidad de fijación de ácido (CFA) es el número de mililitros de ácido clorhídrico (HCl) 0,1 N necesarios para hacer descender el pH de 100ml de agua hasta 4,3. La CFA puede obtenerse dividiendo el valor de la dureza carbonatada entre 2,8.

La dureza carbonatada puede ser superior a la dureza total si el agua es más rica en iones CO3- y HCO3- que en que en iones alcalino-térreos: es el caso de las aguas “minerales” que contienen carbonato o bicarbonato de potasio… lo mismo que en algunas aguas gaseosas.

Modo de empleo

• Enjuagar el recipiente de ensayo con el agua a analizar, y llenarlo hasta 5 ml.

• Sin dejar de agitar, añadir gota a gota la solución de variación hasta que el color azul de la muestre vire a amarillo (ayudarse de la escala de color)

Contar el número de gotas empleadas: n

1 gota = 1,8 of = 0,36 mmol/L de CFA aproximadamente.

Dureza cabonatos(1.14653)

1 gota ----- azul

2 gotas ----- verdoso

3 gotas ----- amarillo

Si 1 gota = 1,8 of = 0,36 mmol/L de CFA aproximadamente:

3 gotas = 1.08 mmol de CFA

NITRIFICACIÓN, DESNITRIFICACIÓN, POLUCIÓN

Los iones amonio NH4+, Nitrito NO2- y nitrato NO3- son indicadores típicos de la polución del agua. EL amoniaco, toxico, se forma por la degradación de las proteínas de origen animal o vegetal. Pueden acumularse en un medio pobre en oxígeno; es lo que ocurre en un acuario en el que se acumulan los restos de comida los restos de comida y los excrementos de los peces, o en las aguas que se estancan en las proximidades de un establo.

En presencia del oxígeno, y bajo la acción de las bacterias, la nitrificación es el proceso de oxidación del amonio a nitritos y, después a nitratos. El proceso contrario es posible en ausencia de oxígeno y bajo la acción de otros microorganismos: es la desnitrificación, que puede llegar hasta el nitrógeno.

El amoníaco tóxico NH4 no es estable más que en aguas alcalinas. En las aguas ácidas se transforma en ion amonio y no es peligroso.

Una vez determinada la concentración total de iones amonio, se puede, teniendo en cuenta el pH, calcular la proporción de amoniaco libre tóxico:

pH Amoniaco libre

6 0%

7 1% 8 4% 9 25% 10 78%

La fracción restante representa los iones de amonio no fijados en moléculas de amoniaco sino asociadas a aniones. Por ejemplo un agua de pH 9 en al cual se encuentren 1 mg/l = 1 (ppm parte por millón) de amonio total contiene 1 x 0,25 = 0,25 mg/l de amoniaco libre.

Así pues, un mismo contenido total en iones amonio puede ser inofensiva a pH 6 y letal a pH 10: la cuantificación del amonio debe asociarse sistemáticamente a la determinación del pH. En lo que respecta a los acuarios de agua de mar, medio alcalino, es muy importante vigilar el pH.

Las débiles concentraciones de nitritos (<0,1 ml/l) se consideran generalmente inofensivas. Las concentraciones superiores a 1 mg/l representan un peligro grave.

En lo que respecta a los nitratos, algunas aguas consideradas como potables contienen hasta 50 mg/l. En los acuariums es prudente renovar el agua cuando ésta contiene más de 0,2 mg/l de nitritos y 100mg/l de nitratos.

DETERMINACION DE LA CONCENTRACIÓN DE IONES AMONIO

• Enjuagar el recipiente de ensayo con el agua a analizar y luego llenarlo hasta 5 ml

• Añadir 10 gotas de reactivo 1 y agitar balanceándolo.

• Añadir una microcucharada de reactivo 2, disolver balanceando el recipiente y dejar reposar 5 minutos.

• Colocar el recipiente sobre el fondo blanco de la escala de color y comparar los tonos mirando a través de la disolución.

Hemos obtenido Amonio(1.14657) = 0

DETERMINACION DE LA CONCENTRACIÓN DE IONES NITRITO

• Enjuagar el recipiente de ensayo con el agua a analizar y luego llenarlo hasta los 5 ml,

• Añadir 1 microcucharada de reactivo, disolver balanceando y dejar reposar 5 minutos.

• Colocar el recipiente sobre el fondo blanco de la escala de color y comparar los tonos mirando a través de la disolución.

Hemos obtenido Nitritos (1.14658) = 0,5

DETERMINACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN DE IONES NITRATO

• Enjuagar el recipiente de ensayo con el agua a analizar y luego llenarlo hasta los 5 ml

• Añadir 1 microcucharada de reactivo, disolver balanceando

• Añadir 2 microcucharadas de reactivo 2, tapar, agitar durante 1 minuto y dejar reposar 5 minutos.

• Colocar el recipiente sobre el fondo blanco de la escala de color y comparar los tonos mirando a través de la disolución.

Hemos obtenido Nitratos (1.11169) = 0

ANÁLISIS CUALITATIVO ORGÁNICO:

CATIONES PRIMER GRUPO

OBJETIVO

Iniciación en el análisis cualitativo de una muestra o marcha analítica. Reconocimiento de los cationes Ag+ Pb+2 y Hg+2.

MATERIAL

Solución problema

HCl

Cromato potásico

Ioduro potásico

Amoniaco

HNO3

Centrifugadora manual de 2 tubos

Pipetas

Tubos de ensayo

FUNDAMENTOS

El análisis cualitativo está basado en una serie de reacciones típicas de los aniones o cationes. Basándose en esas reacciones se lleva a cabo un proceso ordenado que nos lleva a la identificación de los componentes de la muestra que queremos estudiar.

En esta práctica realizamos el estudio de los cationes del primer grupo. En concreto de: Ag+ Pb+2 y Hg+2.

1.-Cuando estos tres cationes se encuentran en una muestra y se les añade HCl dan los cloruros correspondientes que precipitan:

AgCl blanco cuajoso

PbCl2 Blanco cristalino

Hg2Cl2 Blanco pulverulento y denso

El PbCl2 se vuelve a disolver añadiendo agua caliente

2.-El ion Pb+2 presenta las siguientes reacciones características:

Pb+2 + k2CrO4 → PbCrO4 (precipitado amarillo)

Que es soluble en NaOH. Se añade ácido acético para obtener un medio ácido y que la precipitación se asegure.

Pb+2 + 2KI → PbI2 (precipitado amarillo)

Vuelve a disolverse por acción del calor, cristaliza si se deja enfriar lentamente.

3.-El ion Ag+ presenta las siguientes reacciones características:

Ag+ + HCl → AgCl (precipitado blanco cuajoso)

El precipitado se vuelve grisáceo si se expone a la luz.

Se solubiliza con hidróxido amónico diluido:

AgCl + 2 NH4OH → (Ag(NH3)2)Cl + 2 H2O (liquido)

El complejo formado precipita de nuevo con ácido nítrico diluido

(Ag(NH3)2)Cl + 2 HNO3 → AgCl + 2NH4NO3 (sólido blanco)

4.- El ion mercurioso presenta las siguientes reacciones características:

Hg2+2 + 2HCl → Hg2Cl2 (precipitado blanco)

Hg2+2 + 4 NH4OH → Hg2O + NH2 + NO3 (precipitado negro)

PROCESO Y MEDIDAS

1.-Se pone en un tubo de ensayo de centrífuga 5 cc de disolución problema.

2.- Se añaden 2 gotas de HCl 2N. En nuestro caso hay precipitado, por lo que añadimos 10 gotas más.

La solución que obtenemos es blanquecina

3.- Se centrifuga colocando en el lado opuesto al tubo de ensayo en el que tenemos nuestra solución un tubo con agua al mismo volumen para equilibrar las rotaciones del centrifugador.

4.- Echamos 2 cc. de agua caliente y volvemos a centrifugar obteniendo una parte sólida y otra liquida que separamos en tubos diferentes.

5. - A la parte de uno de los tubos se le añaden 3 gotas de AcH diluido y otras 3 de cromato potásico: en la solución problema tenemos el ion Pb2+ debido a la aparición del color amarillo.

Pb2+ + K2CrO4 → PbCrO4 (precipitado amarillo)

6. -Se añaden 3 gotas de KI al otro tubo y obtenemos precipitado de color amarillo, nos indica de nuevo que hay Pb2+ en la solución prueba, ahora se ha obtenido PbI2

Pb2+ + 2 KI → PbI2 (precipitado amarillo)

Añadiendo agua destilada, calentándolo y dejándolo enfriar lentamente la solución cristaliza.

7. Al otro tubo añadimos 2 cc de NH4OH 2N. Tenemos un precipitado negro, lo que nos indica que la solución problema contiene el ion Hg2+

Hg2+ + 4NH4OH → Hg2O + NH2 + NO3 (precipitado negro)

Separamos el líquido del precipitado.

Echamos HNO3 concentrado al líquido que hemos separado.

La muestra se vuelve blanca, lo que muestra que en el solución problema esta el ion Ag+.

Ag + HCl ---> AgCl (blanco cuajoso)

AgCl + 2NH4OH ---> (Ag (NH3)2) Cl + 2H2O

(Ag (NH3)2)Cl + 2 HNO3 ---> AgCl + 2NH4NO3 (sólido blanco)

En la solución problema se hallan los tres iones: Pb2+, Ag+ y Hg2+

PRINCIPIO DE “LE CHATELIER”

VELOCIDAD DE REACCION

OBJETIVO

Comprobar y explicar el principio de “Le Chatelier” por variaciones de la concentración de un ácido.

Estudiar como influyen en la velocidad de una reacción los siguientes factores: velocidad, concentración y un catalizador.

MATERIAL

Diferentes disoluciones

Tubos de ensayo

Pipeta

FUNDAMENTOS

El equilibrio de una reacción reversible está regido por las leyes de “Le Chatelier”.Si se modifican las condiciones de un sistema en equilibrio este se desplaza en el sentido de restablecer las condiciones iniciales.

El equilibrio que nosotros vamos a estudiar es:

Cromato potásico (KCr2O4) + Aclorhídrico (HCl) Dicromato potásico (K2Cr2O7)

En la segunda parte de la práctica se estudia la influencia de la temperatura la concentración y el uso de catalizadores en la velocidad de una reacción.

Para estudiarlo, utilizaremos un indicador que actuara cambiando el color de la disolución

PROCESO Y MEDIDAS

1ª PARTE “Le Chatelier”

1. Anotar el color de cada solución: La solución de Cromato potásico es de color amarillo y la de Dicromato potásico es naranja

2.- Poner 10 gotas de cada solución en tubos de ensayo distintos.

3.- Añadir 5 gotas de acido clorhídrico en cada tubo en cada tubo de ensayo hasta cambio de color en un tubo: Tras añadir 5 gotas de Aclorhídrico en el tubo de ensayo de cada solución, la solución de cromato potásico cambia de color siendo anaranjado.

4.- Sin tirar las soluciones de los tubos de ensayo, repetir el punto 2 con nuevas disoluciones.

5.- Añadir unas gotas de hidróxido sódico 1M a cada tubo del apartado anterior, hasta que se observe cambio de color en uno de los tubos. Al añadir hidróxido sódico 1M se observa un cambio de color en el Dicromato, cambia de color pasando a ser amarillo.

6.- Añádase acido clorhídrico 1M a cada tubo del apartado anterior, hasta cambio de color en uno de los tubos. Al añadir HCl se observa un cambio de color en el cromato que vuelve a su color inicial, amarillo

7.- Añádase hidróxido sódico 1M a cada tubo del apartado 3, hasta que se observe un cambio de color en uno de los tubos. Añadiendo Hidróxido de sodio 1M se observa cambio de color en el Dicromato pasando al color amarillo

8.- Explicar adecuadamente todos los fenómenos ocurridos. Señalar el desplazamiento de la reacción en cada caso.

El principio de Le Chatelier afirma que si se modifican las condiciones de un sistema en equilibrio, éste se desplaza en el sentido de reestablecer las condiciones iniciales.

Los factores que modifican el equilibrio son:

A.- la concentración.- Si se aumenta la concentración de los productos el sistema se desplaza a la izquierda, y si aumentamos la concentración de los reactivos lo hace hacia la derecha, ocurriendo el proceso contrario si lo que hacemos es disminuir la concentración.

B.-la presión (por variación de volumen): Si aumentamos la presión, el equilibrio se desplazara en el sentido donde haya menos volumen.

C.-La temperatura: Si aumentamos la temperatura la reacción se desplaza hacia la derecha si es endotérmica o hacia la izquierda si es exotérmica.

D.-Los catalizadores no varían el equilibrio son sustancias que varían la velocidad proceso independiente al equilibrio

2ª PARTE: Velocidad de reacción

Solución A

50g de KCl

90 mg de tiosulfato sódico

10ml de disolución de almidón soluble al 5%

Solución B

6g de persulfato potásico, en agua suficiente para preparar un litro

Solución C

Disolución diluida de sulfato de hierro (II) y sulfato de cobre (II)

1.- En el primer tubo, la reacción en estado normal, tarda en realizarse aproximadamente 5 minutos y medio.

2.- En el segundo tubo, añadiendo agua, disminuimos la concentración, la reacción tarda en llevarse a cabo muchísimo mas tiempo.

3.- En el tercer tubo, hemos calentado los reactivos, la reacción tarda en realizarse unos 3 minutos

4.- En el cuarto tubo, utilizando un catalizador la reacción es instantánea, no tarda nada de tiempo.

5.- La variación de tiempo al llevarse a cabo estas reacciones es debido a los cambios de velocidad de reacción.

Los factores que modifican la velocidad de reacción son:

Naturaleza: Un elemento puede tener mayor tendencia a reaccionar que otros aumentando la velocidad de reacción de forma natural; no ha influenciado el resultado de la práctica debido a que siempre hemos utilizado la misma reacción.

Estado físico: Una sustancia en estado gaseoso tiene mayor tendencia a reaccionar que un líquido y un sólido, aumentando así la velocidad de reacción

Grado de división: Un sólido reacción mas rápido cuanto mayor es el grado de división del mismo

Concentración: Aumentando la concentración aumentamos la velocidad de reacción

Temperatura: A mayor temperatura, aumentamos la velocidad de reacción debido a la teoría de Arrenhius.

Catalizadores: Los catalizadores son sustancias ajenas a la reacción que modifican la velocidad actuando sobre la energía de activación. Pueden ralentizar o acelerar el proceso.

ELECTROLISIS DEL AGUA

OBJETIVO

Obtener los componentes químicos del agua.

Calcular el equivalente electroquímico del Hidrógeno.

MATERIAL

Aparato de Hofman (voltámetro de gases)

Electrodos de platino.

Amperímetro de continua.

Cronómetro.

Cables de conexión.

Ácido sulfúrico.

Matraz aforado.

Pipetas.

FUNDAMENTOS

1. La electrólisis del agua, en realidad es una electrólisis de una disolución de ac. Sulfúrico. En el proceso electrolítico los iones presentes en la disolución se neutraliza absorbiendo o cediendo electrones de la batería a través de los electrodos.

2. Los procesos electrolíticos son los siguientes:

H2SO4 SO42-+ 2 H+

H2O OH- + H+

SO42- - 2 e- SO4

SO4 + H2O H2SO4 + O2

H+ + 1e- 1/2 H2

3. Los procesos electrolíticos están regidos por las leyes de Faraday. La primera ley relaciona la masa depositada con:

m = masa depositada (g)

Q = culombios gastados

E = constante de proporcionalidad, llamada EQUIVALENTE ELECROQUÍMICO.

4. En la presente práctica se calcula el equivalente electroquímico del hidrógeno. El problema de calcular la masa de hidrógeno depositada, se resuelve con la ley de los gases perfectos. La temperatura y el volumen son datos. La presión hay que calcularla.

Para calcularla la presión del hidrógeno contenido en el tubo de desprendimiento hay que tener en cuenta la siguiente relación:

Pa + Ph = Pv + P

Pa = presión atmosférica exterior (en el barómetro)

Ph = presión hidrostática (diferencia de presión entre al columna de líquido del tubo central y del tubo que contiene el hidrógeno.

Pv = presión de vapor del agua a la temperatura de trabajo. (el prescindir de este dato no introduce un error notable)

P = presión del hidrógeno contenido en el tubo.

PROCESO Y MEDIDAS

1.-preparar una disolución de ac. Sulfúrico al 15% (unos 250cc)

2.-Abrir las llaves del voltámetro. Asegurarse que los electrodos se encuentran correctamente situados. Verter la solución preparada por el tubo central hasta que se expulse el aire en su totalidad de las ramas laterales. cerrar las llaves.

3.-Conectar el amperímetro en serie con el voltímetro y con los bornes de la corriente continua (12V). Poner en marcha el cronómetro, y terminar la conexión eléctrica.

4.-cuando se obtengan unos 20cc de hidrógeno, cortar la corriente y parar el cronómetro. Anotar el tiempo y la corriente media señalada por el amperímetro durante la experiencia.

5.-Anotar el volumen de oxígeno obtenido y la polaridad del electrodo unido a dicho tubo.

CUESTIONES

1.-Proporción entre el hidrógeno y oxígeno obtenido. Polaridad del electrodo correspondiente a cada uno de ellos.

2.-Cálculo del equivalente electroquímico del hidrógeno.

El equivalente electroquímico TEÓRICO, se halla con la ecuación de la ley de Faraday correspondiente.

= = 1,036 . 10-5

El equivalente electroquímico PRÁCTICO, se halla también con la ecuación de Faraday:

m = E I t = = 0,0074

PV = nRT ; V = RT 0,94. 0,03 = (0,082 . 293K)

= = 1,445gr. H2

= Patm + Pc = 698 mm Hg + 13,603 mm Hg = 711,603 mm Hg = 0,94 atm

Pc Ph = 185mm H20 = 185/13,6 = 13,603 mm Hg

SÍNTESIS DE LA ASPIRINA

OBJETIVO

Preparación de aspirinas.

MATERIAL Y REACTIVOS

• Matraz de fondo plano de 250 cc.

• Embudo Buchner.

• Matraz de filtración.

• Frasco de seguridad.

• Trompa de vacío.

• Papel de filtro.

• Vidrio de reloj.

• Ácido salicílico.

• Anhídrido acético.

• Ácido sulfúrico concentrado.

• Tubos de hule de pared gruesa.

FUNDAMENTOS

La aspirina (ácido acetilsalicílico) es un antiséptico y analgésico muy utilizado en el ámbito médico. Fue introducida por Dreser en 1899.

PROCESO Y MEDIDAS

1. - En un vidrio de reloj pesar 2 g de ácido salicílico y pasarlo al matraz de fondo de plano.

2. - Se añaden 5 cc de anhídrido acético y 10 gotas de H2SO4 concentrado.

3. - Se gira el matraz con la mano lentamente y continuamente durante unos 5 minutos.

4. - Se deja reposar el matraz durante unos 10 minutos y mientras tanto pasamos al punto 5º.

5. - Se instala el aparato de filtración (como muestra el dibujo) a vacío.

6. - Añadir 50 cc. de agua fría destilada al matraz y mezclarla. Si es necesario, se enfriará el matraz con agua.

7. - Filtrar el producto al vacío y lavar dos veces con porciones de 10 cc. de agua destilada. La succión debe hacerse antes de ponerle precipitado a filtrar.

8. - Al acabar la filtración, antes de cerrar el grifo, abrir la pinza de presión.

9. - Colocar el precipitado en el vidrio de reloj.

10. - Secar en la estufa a 80-85 grados centígrados durante 20 minutos.

En nuestro caso dejamos reposar desde la tarde en la que la hicimos hasta el día siguiente por la mañana.

11. - Pesar la aspirina obtenida.

CUESTIONES

1.-Calcular el peso teórico de aspirina que podría obtenerse a partir de los 2 g de ácido salicílico.

Masa del Ac.salicílico: 138 g Masa del Ac.Acetilsalicílico:164 g

Para 2 g de Ac.salicílico:

(2 g x 164 g) / 138 g = 2,37 g de Ac.Acetil salicílico

2.-Calcular el rendimiento

2,37 g Ac.Acetil salicílico---------------------------------100 %

1,7 g Ac.Acetil salicílico-----------------------------------X

Rendimiento= 71,2 %

2