"Reacciones de precipitación"

OBJETIVO: Verificar que la masa de Al(OH) calculada teóricamente es igual a la masa obtenida experimentalmente.

PRINCIPIOS TEÓRICOS:

Hidróxido de sodio + sulfato de sodio: precipita hidróxido de aluminio

6 NaOH (soluble)+ Al2(SO4)3 (soluble) --> 2 Al(OH)3 (insoluble) + 3 Na2SO4 (soluble)

Para asegurarnos de tener en la practica los mismos gramos de Al(OH)3 que en lo teórico, tomamos como reactivo limitante el NaOH y como reactivo en exceso el Al2(SO4)3 . H2O.

Existen substancias poco solubles en agua como, por ejemplo Al2(SO4)3 . H2O. Añadiendo cierta cantidad de sulfato de aluminio al agua, vemos que gran parte va hacia el fondo, formando un precipitado constituido de Al2(SO4)3 . H2O que no se disuelve.

Sin embargo, sabemos que la disolución de la sal no terminó. En realidad, la sal continúa disolviéndose, y precipitándose, estableciendo un equilibrio dinámico. Este equilibrio se llama heterogéneo o polifásico porque es el  equilibrio que se establece en Un sistema heterogéneo.

Constante del Producto de Solubilidad (PS o KPS o KS):

Supongamos una solución de electrolito A2B3, poco soluble, en presencia de su cuerpo al piso (parte insoluble). La parte que se disolvió está bajo la forma de iones A+++ e B=, mientras la parte no-soluble está bajo la  forma no-ionizada A2B3. Existe, así, un equilibrio dinámico entre A2B3 y sus iones en la solución, que puede ser representada por la ecuación:

Como todo equilibrio, este también debe obedecer la ley:

Por lo tanto, el producto de solubilidad (Kps o PS) es el producto de las concentraciones molares de los iones existentes en una solución saturada, donde cada concentración es elevada a un exponente igual al respectivo coeficiente del ion en la correspondiente ecuación de disociación.

KPS= [6 NaOH]. [Al2 (SO4)3 . H2O]

KPS= [40 gr]6. 360gr

KPS= 1,47.10^12

REACTIVOS:

• ·         NaOH (Hidróxido de sodio)
• ·         Al2(SO4)3 . H2O (Sulfato de aluminio monohidratado)
• ·         Agua destilada.

MATERIALES:

• v  Erlenmeyer
• v  Balanza analítica
• v  Vidrio de reloj
• v  Cuchara
• v  Tapón
• v  Pie universal
• v  Nuez
• v  Aro
• v  Embudo
• v  Papel de filtro
• v  Vaso de precipitado
• v  Estufa

PROCEDIMIENTO:

1. Colocar en un erlenmeyer 100 ml de agua destilada.
   
   
2. Pesar 1,5 gr de NaOH y 2 gr de Al2(SO)3 . H2O.
   
   

   

   
   

   

   
   
3. Cuidadosamente, con un embudo colocarlos en el erlenmeyer y agitar levemente (tratando de evitar que se disuelva todo el soluto)
   
   

   

   
   
4. Preparar dos  equipos de filtración simple para agilizar el proceso y  pesar los papeles de filtro.
   
   
5. Volcar sobre el papel de filtro la solución y esperar que la solución termine de filtrar.
   
   

   

   
   
6. Junto con un vidrio de reloj ya usado y limpio llevar el papel de filtro a la estufa para secar el precipitado.
   

   

   
   
7. Cuando esté seco, llevarlos a la balanza analítica y pesarlos.
   

   

   
   
8. Restar el peso del papel de filtro pesado al comienzo, verificar si el valor del precipitado experimental es el mismo que el teórico

“REACCIONES DE OXIDO- REDUCCIÓN”

TRABAJO PRÁCTICO: “REACCIONES DE OXIDO- REDUCCIÓN”

OBJETIVO:
Obtener a través de cálculos estequiométricos la cantidad de gas que se libera en una reacción oxidación-reducción.

FUNDAMENTOS TEÓRICOS:
Reacción redox: También llamados reacciones de reducción y oxidación. Son aquellas que ocurren mediante transferencia de electrones, por lo tanto hay sustancias que pierden electrones (se oxidan) y otras que ganan electrones (se reducen). En este caso:    

REDUCC:   4HNO3 + 2e- = 2NO2 +  2H2O + 2NO3
OXIDAC:          Cu - 2e  = Cu+2
__________________________________________________
          4HNO3   +Cu      = Cu(NO3)2 + NO2(gas) + 2H2O

La reacción del ácido nítrico con el cobre permite la obtención de óxidos de nitrógeno. Al colocar ácido nítrico en una caja de petri, junto con una viruta de cobre, reacciona rápidamente produciendo dióxido de nitrógeno, en grandes burbujas pardas. El ión Cu(II), forma un complejo en disolución acuosa responsable del color verde azulado intenso de la disolución que rodea al cobre metálico. Las burbujas de gas que se producen mueven la viruta de cobre. Este gas es sumamente irritante por eso se deberá trabajar bajo campana y con la protección adecuada.

REACTIVOS:

• Cobre
• Acido nitrico
• Agua destilada

MATERIALES:

• Vaso de precipitados.
• Vidrio reloj.
• Pipeta.
• Pera de goma.
• Cuchara.
• Gafas.
• Guantes.

PROCEDIMIENTO:

1. Pesar 0,5 g de cobre metálico en un vaso de precipitados previamente pesado.

           

2. Agregar bajo campana 2,5 mL de HNO3 gota a gota y dejar reaccionar.

           
           

3. Una vez finalizada la reacción, pesar el vaso de precipitados con su contenido.

           

4. Realizar los cálculos correspondientes para averiguar la cantidad de NO2 que se liberó.

CÁLCULOS EXPERIMENTALES:
MASA DEL GAS= MASA INICIAL - MASA FINAL
m(NO2)= (m(vaso ppdo) + m(reactivos)) - (m(vaso ppdo) + m(productos))

REACCIÓN DE DOBLE DESPLAZAMIENTO.

TRABAJO PRÁCTICO: Reacción de doble desplazamiento

OBJETIVOS:

• Ensayar la reacción química que se produce entre el hidróxido de sodio y el cloruro de amonio.
• Comprobar prácticamente la conservación de masa en las reacciones químicas aplicando cálculos estequiométricos.

FUNDAMENTOS TEÓRICOS:
 Una reacción de doble desplazamiento es una reacción entre dos compuestos que generalmente están cada uno en solución acuosa. Consiste en que dos elementos que se encuentran en compuestos diferentes intercambian posiciones, formando dos nuevos compuestos. Estas reacciones químicas no presentan cambios en el número de oxidación o carga relativa de los elementos.
 También se conoce como reacción de precipitación ya que se caracteriza por la formación de un producto insoluble o precipitado. Un precipitado es un sólido insoluble que se separa de la disolución.


 En este práctico, la reacción será la siguiente:

NH4Cl(s)+ NaOH(ac) ⇒ NaCl(ac)+ NH4OH

 El hidróxido de amonio(NH4OH)se disocia y luego se hidroliza:

NH4OH⇒NH4+ + OH-

NH4+ + OH- ⇒ NH3 + H2O

 Entonces, la reacción queda:

NH4Cl(s)+ NaOH(ac) ⇒ NaCl(ac)+ NH3(g)+ H2O(l)

REACTIVOS:

• Hidróxido de sodio
• Cloruro de amonio
• Agua destilada
• Cinta de ph
• Cinta tornasol roja y azul

MATERIALES:

• Pie universal
• Pinza
• Vasos de precipitados
• Bureta
• Pipeta
• Nuez
• Pera de goma
• Agitador magnético (manta calefactora)
• Vidrio de reloj
• Varilla de vidrio
• Balanza analítica

PROCEDIMIENTO:

• Pesar 2 gramos de Cloruro de Amonio(NH4Cl)y 2 gramos de Hidróxido de de Sodio(NaOH)dentro de vasos de precipitados.
• Preparar una solución de NaOH 8 % m/v con los gramos pesados.
•     Armar un equipo con pie universal y una bureta sostenida por una nuez.
• Trasvasar la solución de NaOH desde el vaso de precipitados a la bureta.     
• Agregar lentamente al NH4Cl la solución de NaOH. Realizar esto bajo campana, ya que la reacción producirá amoníaco(NH3),un gas picante y con un fuerte olor.   
• Calentar la solución sobre una manta calefactora a 70ºC (no calentar a mayor temperatura porque se liberará agua junto)durante aproximadamente 15 minutos para favorecer a la reacción. Además, pueden probar con agitación.
• Observar que se libera amoníaco. Para comprobar que realmente es amoníaco, colocar una cinta de pH (previamente mojada con agua destilada)sobre el vaso de precipitado donde se produjo la reacción. Luego hacer lo mismo con papel tornasol: el papel azul no deberá cambiar de color (azul + amoníaco = azul), pero el papel rojo si deberá cambiar a azul (rojo + amoníaco = azul).
• Al finalizar, pesar la solución resultante y realizar los cálculos correspondientes.

IMÁGENES:

                                                Pie universal

Manta calefactora con agitador magnético

TRABAJO PRÁCTICO N° 8: ‘’REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN’’

OBJETIVOS: Conservación de masa en las reacciones químicas aplicando cálculos estequiométricos.

FUNDAMENTOS TEÓRICOS:

Las reacciones de oxidación-reducción o redox constituyen una de las principales clases de reacciones químicas. Su variedad es sorprendente y forman gran parte del mundo que nos rodea: la combustión, la fotosíntesis, el metabolismo de los alimentos. También se presentan en aplicaciones tales como la acción de los blanqueadores y la extracción de metales a partir de sus minerales. Pueden ser consideradas como reacciones de transferencia de electrones, en las que el elemento que los dona es identifique como el que se oxida y el elemento que gana electrones es el que se reduce. Así una reacción redox es una combinación de OXIDACION  y REDUCCION.

§  El agente reductor  es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado.

§  El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido.

La estequiometria es como el estudio de las proporciones en que se combinan las sustancias. El término estequiometria hace referencia, por un lado, a las relaciones en que los elementos entran a formar parte de un compuesto (que vienen dadas por subíndices de su fórmula) y, por otro lado, a las proporciones en que las distintas sustancias (elementos o compuestos) reaccionan entre sí.

REACTIVOS:

·         Zinc.

·         Acido clorhídrico.

MATERIALES:

·         3 matraces 100 ml

·         Pipeta de 5 Ml y 10 ml

·         Balanza

·         Guantes

·         Gafas

·         Vidrio reloj

·         Pera de goma

PROCEDIMIENTO:

En este práctico trabajaremos con la siguiente reacción:

     Zn_(s) + 2.HCl_(aq)  ----- ZnCl_2(aq) + H₂

Experiencia N° 1:

* Rotular un matraz con el n° 1 y tararlo.
* Agregar 1 gr. de Zn al matraz.
* Bajo campana, con una pipeta, medir 5 mL de HCl_(ac) (CONCENTRACIÓN= 36,5 % y DENSIDAD= 1,18 gr/ml) y llevarlo al matraz.
* Esperar a que se realice la reacción completamente.
* Luego, Una vez terminada la reacción anterior, pesar nuevamente el matraz y calcular la cantidad de sal producida mediante la siguiente ecuación:

       m_obtenida = m_final - m_matraz             

* Pesar el matraz con la sal.
* Calcular los gr. de H₂ que se liberaron mediante la siguiente ecuación:

m_H2 = m_i - m_experimental

Para las EXPERIENCIAS 2 y 3 realizar el mismo procedimiento de cálculos. Con la diferencia que en la experiencia 2, se utilizaran 1,5 gr. de Zn y 10 mL de HCl (MISMA CONCENTRACIÓN y DENSIDAD). Para la experiencia 3, utilizaran 2 gr. de Zn y 15 mL de HCl (MISMA CONCENTRACIÓN y DENSIDAD).

Informe de resultados:

Completar la siguiente tabla e indiquen en hojas aparte todos los cálculos necesarios de cada experiencia.

Exp.	ml HCl	gr Zn	R.L	R.E	Cantidad R.E sin reaccionar	Masa de sal exp	Masa de sal teórica	Masa de gas exp	Masa de gas teórica

Cuestionario:
1- ¿Cuánto gas se tendría que producir estequiometricamente con los reactivos consumidos? ¿Cuánto gas obtuvo en cada una de las experiencias? ¿Es la misma cantidad? Si observan diferencias, ¿a que pudo haberse debido?
2- Cuantos gr. de sal pudo recuperar mediante pesaje y cuánto debería producirse estequiométricamente? ¿Coinciden esos valores?   

3-  Demostrar en cada caso las semirreacciones de oxidación y reducción.

4- Demostrar la reacción en forma iónica.

TRABAJO PRÁCTICO OXIDO-REDUCCIÓN GRUPO 7

OBJETIVOS: Realizar una reacción oxido-reducción y comprobar el peso de la plata que precipita, con lo calculado teóricamente

FUNDAMENTOS TEÓRICOS:  Se denomina reacción de reducción-oxidación, de óxido-reducción o, simplemente, reacción redox, a toda reacción química en la que uno o más electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación.
Para que exista una reacción de reducción-oxidación, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones, y otro que los acepte:

• El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado.
• El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido.

Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio, se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un «par redox». Análogamente, se dice que, cuando un elemento químico capta electrones del medio, este se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor oxidado.

REACTIVOS: Nitrato de plata, agua destilada, cobre, ácido clorhídrico.

MATERIALES: Balanza, tubo de ensayo, tapón, pie universal, soporte, gradilla, caja de petri, vaso de precipitado, embudo, pipeta, pera de goma.

PROCEDIMIENTO:

•       Pesar 1 gr de AgNO3 en la balanza.
•       Colocar el AgNO3 en un vaso de precipitado y agregar 25 mL de agua destilada, y disolver con varilla de vidrio.
•       Verter esa solución a un tubo de ensayo.
•       Tapar el tubo de ensayo con un tapón el cual contiene un hilo de cobre enrollado.(figura 1)
•       Observar la reacción y ver que el hilo de cobre se vaya oxidando y precipite plata. (figura 2 y 3).
•       Extraer una pequeña cantidad de la solución de AgNO3 y H2O. Agregar ácido clorhídrico, si la solución toma color blanco es porque todavía el cobre no termino de reaccionar.
•       Filtrar lo que precipitó de plata. (Figura 4)
•       Secar en la estufa lo filtrado.
•       Pesar la plata precipitada. Observar que de lo calculado teóricamente.

      REACCIÓN REDOX

Cu                   +    2AgNO3    ---------      2 Ag    +      Cu(NO3)2

EJERCICIOS:

1)    ¿Cuál es el reactivo limitante, y el reactivo en exceso?

2)    ¿Qué color toma la solución, cuando el cobre reacciona con la solución de nitrato de plata?

      IMÁGENES: FIGURA 1

FIGURA 2

FIGURA 3

FIGURA 4