Cuaderno Lab QF

Licenciatura en Química

Introducción a la Experimentación Química y a las Técnicas Instrumentales

CUADERNO DE CUESTIONES Química Física

APELLIDOS __________________________________________________ NOMBRE __________________________________

GRUPO __________ TAQUILLA ____________ AÑO ACADÉMICO ______________________

Entregar este cuaderno el último día de prácticas

Introducción a la experimentación química y a las técnicas experimentales Cuestionario de Química Física | 1

índice

índice ____________________________________________________ 1 1 constantes de equilibrio __________________________________ 3

A. Preparación de disoluciones _________________________________4 B. Determinación de la constante de equilibrio_____________________5

2 coeficiente de reparto ____________________________________ 9 3 representaciones gráficas ________________________________ 14 4 regresión lineal ________________________________________ 16

A. Regresión lineal _________________________________________16 B. Extrapolación e interpolación_______________________________20

5 calor de neutralización por calorimetría adiabática_____________________________________________ 22

6 variación de la solubilidad con la temperatura ______________ 27 7 velocidad de reacción ___________________________________ 33


Este “Cuaderno de Cuestiones” es un complemento del Guión de Prácticas y deberá entregarlo a su profesor al final del periodo de prácticas o en cualquier momento que éste se lo solicite. Este cuaderno incluye: 1. Actividades previas: Actividades que tiene que realizar para preparar la

práctica antes de entrar en el laboratorio. 2. Cuestiones o cálculos previos: Cuestiones que podrá formularle el profesor

al comienzo o durante la sesión de prácticas. Deberá de prepararlas antes de entrar en el laboratorio.

3. Resultados: En algunas prácticas se le solicitará resumir los resultados obtenidos en la misma. En todo caso, los resultados de todas las prácticas deben ser siempre anotados en el cuaderno de laboratorio.

4. Cuestiones posteriores: Conteste a estas cuestiones al finalizar la práctica. El profesor podrá revisarlas durante la siguiente sesión.

Cada día de prácticas, venga al laboratorio con la práctica leída y comprendida y con las cuestiones previas respondidas.

PUEDES UTILIZAR EL REVERSO DE LAS HOJAS PARA

CONTINUAR CON LA CONTESTACIONES

© Facultad de Químicas, Edición 2007


16 constantes de equilibrio

actividades previas 1. Lea los objetivos, introducción, fundamento y procedimiento de la práctica.

2. Preste mucha atención a la explicación del profesor sobre cómo usar un espectrofotómetro.

3. Realice los cálculos previos que se indican a continuación.

cálculos previos 1. DISOLUCIÓN A: Prepara 100 mL de disolución HNO3 0,5 M, a partir del ácido comercial (ρ = 1,38 g/mL; r = 60%, M=63,01 g/mol).

2. DISOLUCIÓN B: Prepara 25 mL de KSCN 0,002 M, disuelto en el ácido (HNO3 0,5 M), a partir de una disolución madre KSCN 0,02 M.

3. DISOLUCIÓN C: Prepara 25 mL de disolución Fe(NO3)3 0,02 M, disuelto en el ácido (HNO3 0,5 M). (El compuesto comercial es Fe(NO3)3·9H2O, M= 404 g/mol; r = 98%)


4. DISOLUCIÓN D: Prepara 50 mL de disolución Fe(NO3)3 0,002 M, disuelto en el ácido (HNO3 0,5 M), por dilución de la disolución C.

A. Preparación de disoluciones

cuestiones 1. Observa con atención los cinco tubos de ensayo. ¿La intensidad de coloración sigue una gradación?.

2. Los t.e. se han preparado poniendo la misma concentración inicial de Fe3+ pero concentraciones crecientes de SCN−. Compara el orden de concentraciones iniciales de SCN− con el orden de intensidad de color observado. ¿Ves alguna correlación entre ellas?

3. Como la única especie coloreada es el ión complejo (FeSCN)2+, el orden de coloración es el mismo que el de concentración final de (FeSCN)2+ en el equilibrio. ¿Qué correlación hay entre este orden de concentraciones finales de (FeSCN)2+ y las iniciales de SCN−?


B. Determinación de la constante de equilibrio

resultados 1. Anota los valores de absorbancia obtenidos para cada disolución y el “patrón” en la siguiente tabla:

Concentraciones Iniciales Concentraciones Equilibrio

Nº t.e. Absorbancia [Fe3+]/M [SCN−]/M [Fe3+]/M [SCN−]/M [FeSCN2+]/Mpatrón

1 2 3 4 5

2. Determina las concentraciones iniciales y en equilibrio de todos los iones presentes (revisa la sección “fundamentos de la técnica”). Los resultados se presentan en la tabla anterior indicando los cálculos realizados con un ejemplo.

3. Se puede probar varias formas de combinar las concentraciones de equilibrio para ver cual es la que da mayor constancia y esa será la constante de equilibrio a la temperatura de trabajo. Así, con las concentraciones de la tabla anterior, calcula para cada tubo los valores de las posibles constantes de equilibrio indicadas en la en esta nueva tabla.

CÁLCULO DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO A TEMPERATURA AMBIENTE Relación de concentraciones en el equilibrio

Nº t.e. [FeSCN2+]/ ([Fe3+] + [SCN−]) [FeSCN2+]/([Fe3+] ·[SCN−]) 1 2 3 4 5


4. A la vista de los resultados anteriores indica cuál de las relaciones de concentraciones en el equilibrio representa la constante de equilibrio Kc para la formación del complejo (FeSCN)2+. Determina el valor de Kc a la temperatura de trabajo.

cuestiones 1. ¿Por qué se mide la absorbancia a la longitud de onda del máximo y no a otra?

2. De las relaciones de concentraciones en el equilibrio, ¿Con qué criterio has elegido SÓLO una de ellas como constante de equilibrio frente a la otra?

3. ¿Crees que es importante mantener a la misma temperatura los tubos de ensayo durante el experimento? ¿Por qué?

4. ¿Podrías citar el equilibrio estudiado como ejemplo de desplazamiento de equilibrio variando la concentración de uno de los reactivos?

5. ¿Ocurre el desplazamiento en el sentido previsto por el principio de Le Chârtelier? Explica tu respuesta.


evaluación 1. Se estudia el equilibrio de la reacción Fe3+ + SCN− ↔ FeSCN2+. Si se adiciona una mayor cantidad de una disolución de Fe3+ a la disolución que contiene el complejo [FeSCN]2+, se observa que el color rojizo se hace más intenso:

a. Sí, porque aumenta la concentración del complejo.

b. Sí, porque el equilibrio se desplaza hacia la formación de los reactivos y el SCN− es el responsable del color rojo.

c. No, porque el valor de la constante de equilibrio cambia logrando que el color rojizo sea de igual intensidad.

d. Sí, porque disminuye la concentración del complejo.

e. No, porque la constante de equilibrio es la misma.

2. Señala las sentencias verdaderas acerca de la disolución patrón:

a. El equilibrio se ha desplazado totalmente a la formación del complejo.

b. La concentración del complejo se ha determinado espectrofotométricamente.

c. La concentración de uno de los reactivos es igual a cero.

d. La concentración de uno de los reactivos es aproximadamente igual a cero.

e. Se prepara añadiendo un exceso de uno de los reactivos.

3. Se quiere estudiar la constante de equilibrio de la reacción Fe3+ + SCN− ⇔ FeSCN2+. Para ello se empleó una disolución patrón que tiene una concentración conocida de complejo FeSCN2+. Esta concentración es Cp=1⋅10−4 M y su absorbancia Ap= 0,280 U.A. A continuación se mezclaron en un tubo de ensayo unos volúmenes tales de reactivos que las concentraciones iniciales de Fe3+ y SCN− en la mezcla fueron [Fe3+]0=1⋅10−3 M y [SCN−]0=4⋅10−4 M y se midió un valor de absorbancia de la mezcla de 0,336 U.A. Determinar la constante de equilibrio KC:

a. 487

b. 0.103

c. 300

d. 286

4. Razona por qué se cumple la relación

A A

B B

A CA C

=

entre las absorbancias de la disolución patrón A y la disolución problema B y sus concentraciones.

5. Se quiere preparar una disolución patrón para determinar la constante de equilibrio de la reacción Fe3+ + SCN− ⇔ FeSCN2+. A la vista de la siguiente gráfica que relaciona la concentración del complejo en el equilibrio, [FeSCN2+]eq, con la concentración inicial de ión férrico, [Fe3+]0, marca cuál será la


concentración inicial de ión férrico en su casilla correspondiente bajo la gráfica y cuál o cuáles las concentraciones iniciales del ión tiocianato, [SCN−]0, en la siguiente lista adecuadas para preparar la disolución patrón:

a. 0,1 mM

b. 0,05 mM

c. 0,5 mM

d. 20 mM

e. 0,01 mM


17 coeficiente de reparto


2. Recuerde cómo realizar una valoración (laboratorio avanzado I).

3. Conteste a las cuestiones previas formuladas y realice los cálculos previos que se piden a continuación antes de empezar la práctica.

cálculos previos 1. Prepara 250 mL de una disolución acuosa de hidróxido potásico KOH aproximadamente 0,2 M. (M = 56,01 g/mol; r = 85 %)

2. Prepara 250 mL de una disolución acuosa de ácido acético (M = 60,05 g/mol, ρ = 1,05 g/mL), aproximadamente 0,5 M.

3. A partir de la anterior disolución madre de ácido, prepara dos disoluciones de ácido acético de 100 mL cada una y de concentraciones 0,25 M, y 0,125 M, respectivamente.


4. Cálculos del patrón primario ftalato ácido de potasio (M = 204,22 g/mol; r = 99,9%) para titular la disolución de KOH.

cuestiones previas 1. ¿Por qué puedes añadir cualquier cantidad de agua destilada para disolver el ftalato ácido de potasio?

2. ¿Por qué KOH se pesa en granatario? ¿Por qué no cumple este compuesto las características de un patrón primario?

3. Al mezclar la disolución acuosa de ácido acético con éter etílico en el embudo de decantación se agita, ¿por qué?

4. ¿Qué disolvente (agua o éter) queda en la parte de abajo del embudo?, ¿por qué?

5. Indaga, orientado por el profesor, por qué se añade alcohol etílico a la fracción orgánica (éter) decantada del embudo cuando se valora con KOH.


6. Al realizar la separación de la fase acuosa y orgánica pierdes una cierta cantidad al desechar la interfase ¿Tiene alguna influencia en la determinación de las concentraciones en equilibrio de HAc en cada fase?

resultados 1. Completa la siguiente tabla 1 para la titulación de la disolución de KOH, indicando los cálculos realizados con un ejemplo.

Tabla 1: Titulación de KOH

Ensayo g (ftalato ácido) nº moles ftalato ácido VKOH/mL [KOH]/M

1

2

3

Solución: [KOH]media=

2. Calcula la constante de reparto K del AcH en agua y éter a temperatura ambiente. Completa la Tabla 2, indicando los cálculos realizados con un ejemplo.


Tabla 2: Constante de reparto V (alícuota de AcH) = MKOH=

Embudo aVKOH/mL a[AcH]/M eVKOH/mL e[AcH]/M K

1

2

3

Los superíndices “a” indican fase acuosa y los superíndices “e” indican fase orgánica o de éter.

Solución: K =

cuestiones posteriores 1. ¿Qué significa el valor obtenido de la constante de reparto?; ¿en qué fase hay más AcH?; ¿cuál es la causa física?

2. ¿Cómo depende el valor de K obtenido en los distintos embudos con la concentración inicial de AcH? ¿Es lógico el resultado que tú has obtenido? Explícalo brevemente.

evaluación 1. Se estudia el reparto del ácido acético entre agua y éter. Para ello se introduce en un embudo de decantación 25 ml de una disolución 0,5 M de ácido acético y 25 ml de éter. Se agita la mezcla durante 15 minutos y posteriormente se separan las dos fases y se valoran cada una de ellas con una disolución de KOH 0,2 M tomando una alícuota de 5 ml de cada fase. Se gastaron 5ml de KOH 0,2 M para valorar la fase etérea y 10 ml para valorar la fase acuosa. Obtener el coeficiente de reparto.

a. 2

b. 0,066

c. 5

d. 7,5


2. ¿Por qué es importante para la determinación del coeficiente de reparto que el embudo de decantación se mantenga cerrado con la fase orgánica una vez separadas las dos fases?

3. En un embudo de decantación tenemos un soluto A en equilibrio con 25 ml de éter y 25 ml de agua, y la concentración de A es 0,25 M en la fase acuosa y 0,75 M en la fase etérea. Si añadimos 25 ml más de éter al embudo y agitamos hasta llegar de nuevo al equilibrio, ¿cuales serán las nuevas concentraciones de A en el agua y en el éter?.

a. [A]éter = 0,15 M, [A]agua = 0,05 M

b. [A]éter = 0,34 M, [A]agua = 0,11 M

c. [A]éter = 0,43 M, [A]agua = 0,14 M

d. [A]éter = 0,15 M, [A]agua = 0,15 M

e. [A]éter = 0,52 M, [A]agua = 0,17 M

4. ¿Qué significa que se haya llegado al equilibrio en el embudo de decantación?


18 representaciones gráficas

cuestiones posteriores 1. Dados los siguientes pares de valores:

X 2 4 6 8 10 12 Y 2,7 5,1 7,5 9,9 12,3 14,7

representar gráficamente y obtener la ordenada en el origen y la pendiente.

2. Dados los siguientes pares de valores:

x / s 12 36 60 84 108 132 156 180 210 y / M 4,34 4,03 3,72 3,40 3,10 2,78 2,47 2,16 1,77

representar gráficamente y obtener la ordenada en el origen y la pendiente.

3. A continuación se da la f.e.m. de cierta pila, E, a distintas concentraciones m:

103m 0,26 1,02 2,02 3,97 5,93 7,92 E / V 0,893 0,898 0,908 0,918 0,930 0,935

Se cree que la dependencia de E con la concentración sigue la ecuación:

E = a + b·m1/2. Comprobar si es cierto y en caso afirmativo encontrar a y b.

4. En la tabla adjunta se da la corriente que fluye, i, en una electrólisis a distintas temperaturas, T. La dependencia de la corriente (en µA) con la temperatura (en grados Kelvin) es: log i = a + b/T

Encontrar a y b.

T / oC 39,5 30,9 23,7 19,4 13,5 10,1 i / µA 6,46 5,37 4,90 4,57 4,07 3,80

5. Los tiempos de semirreación, t1/2, para distintas concentraciones iniciales de un reactivo A, a una misma temperatura, son los siguientes:

t1/2 / s 166 74,2 47,5 33,1 17,0 [A0] / mol l-1 0,80 1,2 1,5 2,0 2,5

La dependencia de t1/2 con el orden de reacción, n, y la constante de velocidad, k, es:

( )( )

( ) [ ]n 1

01 22 1ln t ln n 1 ln An 1 k

− −= − −

−

Determina el orden de reacción n y la constante de velocidad, k.


6. Los siguientes datos se han obtenido para una serie de disoluciones de etanol a 25 ºC:

x v x v x v 0,0 1,003 0,4 1,071 0,8 1,188 0,1 1,019 0,5 1,095 0,9 1,224 0,2 1,033 0,6 1,121 1,0 1,270 0,3 1,049 0,7 1,154

donde x es la fracción en peso y v el volumen específico en mL⋅g-1 Representar v vs. x.

7. Para el sistema agua-acetona a 25 ºC se han obtenido los siguientes valores de la presión parcial de la acetona, PA, en función de la composición de acetona, XA. Representar PA vs. XA.

XA PA/ mm Hg XA PA/ mm Hg XA PA/ mm Hg 0,0000 0,0 0,0939 105,3 0,2654 155,9 0,0194 26,2 0,0951 106,5 0,3538 165,1 0,0289 38,4 0,1310 124,4 0,5808 182,4 0,0449 58,3 0,1470 132,0 0,7852 201,1 0,0556 69,8 0,1791 140,6 1,0000 229,6

8. En una expansión isoterma de cierto gas se ha medido el volumen, V, que ocupa un mol de ese gas a distintas presiones, p. Representar p vs V.

p / atm 15,0 12,0 9,0 6,0 4,0 2,0 V / dm3 30,0 36,1 45,9 64,4 90,3 160,8

9. En la siguiente Tabla se dan las capacidades caloríficas del óxido de etileno, cp, a distintas temperaturas, T. Representar cp/T vs T y cp vs lnT

T/K cp/cal⋅K-1 ·mol T/K cp/cal⋅K-1·mol-1 T/K cp/ cal⋅K-1·mol-1 15 0,60 20 1,43 25 2,34 30 3,30 35 4,26 40 5,21 45 6,02 50 6,77 60 8,16 70 9,22 80 10,06 90 10,76 100 11,43 110 12,06 120 12,77 130 13,58 140 14,47 150 15,39 160 16,30 160.65 16,35 160.65 19,80 170 19,66 180 19,55 190 19,49 200 19,47 210 19,50 220 19,56 230 19,67 240 19,82 250 20,00 260 20,21 270 20,46 280 20,67


19 regresión lineal


2. Prevea la utilización de papel milimetrado, regla y calculadora.

A. Regresión lineal

cuestiones posteriores 1. Ajustar con el método de mínimos cuadrados, usando la calculadora, los ejercicios 1-5 de la práctica anterior “representaciones gráficas”.


2. Un estudiante quiere conocer la constante de alargamiento de un muelle. Para ello coloca varias masas m en un extremo del muelle y mide la correspondiente longitud de alargamiento, L. Los resultados que ha obtenido son los siguientes:

m / g 200 300 400 500 600 700 800 900

L / cm 5,1 5,5 5,9 6,8 7,4 7,5 8,6 9,4

Dado que el peso de la masa es igual a k (L - Lo), donde Lo es la longitud inicial del muelle, estos datos deberían cumplir la ecuación:

L = Lo + (g/k) m

siendo g la aceleración de la gravedad.

Ajustar los datos por mínimos cuadrados y estimar Lo y k.


3. La composición de la reacción en fase gaseosa 2A ⇔ B fue detectada midiendo la presión de A, pA, en función del tiempo, t, a 600 K. Los resultados son los siguientes:

t / s 0 100 200 300 400 500

pA / torr 400 244 176 136 112 95,2

Encontrar el orden de reacción y la constante de velocidad.

NOTA:

- Una cinética de orden 1 sigue la ecuación: ktpp

ln0

A −=

- Una cinética de orden 2 sigue la ecuación: ktp1

p1

0A=−

donde pA es la presión parcial de reactivo a un tiempo t y po es la presión inicial de reactivo.


4. Se determinó la constante de velocidad k de la reacción de descomposición:

CH3CHF2 → CH2CHF + HF

La dependencia de esta constante k con la temperatura se describe por la ley de Arrhenius: k = ko e-Ea/RT

Los resultados experimentales son como sigue:

107k / s-1 7,9 26 52 58 69 230 250 620 1400

T / K 429 447 460 462 463 483 487 507 521

Determinar por regresión lineal el factor preexponencial ko y la energía de activación (Ea).


i. Extrapolación e interpolación

cuestiones posteriores 5. Un estudiante mide la presión, p, de un gas a cinco temperaturas diferentes, T, manteniendo el volumen fijo. Sus resultados son los siguientes:

p / mm Hg 65 75 85 95 105

T / 0C -20 17 42 94 127

Si el cero absoluto de temperatura se define como aquel para el que la presión debería ser cero, ¿cuál es este valor?.

6. Predecir el valor que tendría la constante de velocidad calculada en el ejercicio 4 para 525 ºC, ¿y para 470 ºC?.


7. Con los datos del ejercicio 3 de la práctica anterior (Representaciones gráficas):

a) Extrapolar la f.e.m. que se obtendría si la concentración fuese 10−2 M

b) Interpolar la f.e.m. que se obtendría si la concentración fuese 5⋅10−3 M


20 calor de neutralización por calorimetría adiabática


2. Realice los cálculos previos antes de comenzar la práctica que a continuación se detallan.

cálculos previos 1. DISOLUCIÓN NaOH: Prepara 500 mL de una disolución de NaOH 1 M (M = 40 g/mol; r = 98%).

2. DISOLUCIÓN DE HNO3. Prepara 250 mL de una disolución 1 M de dicho ácido. (ρ = 1,38 g/mL; r =60%; M = 63,01g/mol)

3. DISOLUCIÓN DE H2SO4. Preparar 250 mL de una disolución 0,5 M de dicho ácido. (ρ = 1,835 g/mol r = 96%, M = 98,08 g/mol)


resultados 1. Completa las siguientes tablas de resultados. Tabla 1: Titulación de NaOH

Ensayo g de SPTP Moles SPTP VNaOH/mL [NaOH]/M

1

2

3

Resultado [NaOH]media =

Tabla 2: Valoración de los ácidos

V alícuota de ácido =

Ácido VNaOH/mL Mácido

Tabla 3: Determinación del equivalente en agua del calorímetro

Masa/g Temperatura /ºC

Agua caliente

Agua fría

Agua en equilibrio

K =

Tabla 4: Variación de la temperatura con el tiempo después de la mezcla Neutralización de NaOH + HNO3 Neutralización de NaOH + H2SO4

TA= TB= TA= TB=

t/min T/ ºC t/min T/ ºC


2. Dibuja la curva de calentamiento en papel milimetrado, representando la temperatura frente al tiempo y determina la temperatura final, Tf , para el proceso.

3. Realiza los cálculos apropiados para obtener los calores de neutralización y las entalpías del proceso. Completa la Tabla 5.

Tabla 5: Calores de reacción y entalpías

Ácido MA MB VA

mL VB

mL Ti ºC

To ºC

Teq ºC

Nº moles H+ neutr.

QN cal

∆Ho298

KJ/mol H+

Ti= (TA+TB)/2

T0 = temperatura del calorímetro, que coincide con la TB

Teq = temperatura en el equilibrio al terminar la neutralización.

QN = calor de neutralización

∆Ho298 = entalpía normal de neutralización por mol de protón

cuestiones posteriores 1. ¿Qué color has obtenido al añadir fenolftaleína al calorímetro después de terminar cada experimento? ¿Qué significa y qué concluyes al respecto?


2. Para determinar el calor de neutralización de los ácidos, ¿por qué es necesario adicionar en mayor cantidad el reactivo (ácido o base) más concentrado?

3. ¿Qué signo tiene el calor de neutralización molar? ¿Y la entalpía normal de neutralización por mol de protón? ¿Qué significa esto?

4. A efectos del cálculo de errores, los calores normales para la neutralización con NaOH (1 M) de estos ácidos a 298K son:

∆H0298K(HNO3) = - 13,92 Kcal/mol de H+

∆H0298K(H2SO4) = - 15,9 Kcal/mol de H+

Compara con los resultados experimentales obtenidos y comenta las posibles causas de error cometidas. (Date cuenta de que en la expresión (7) utilizada para el cálculo, QN se obtiene en calorías).

evaluación 1. En la neutralización de 150 mL de una disolución de HCl 0,95 M con 154 mL de otra disolución de NaOH 1,0 M en un calorímetro, la cantidad de calor desprendida es 2010 cal. La variación de entalpía para la neutralización será:

a. −28 J/mol

b. 55 J/mol

c. −50 kJ

d. 28 kJ/mol


e. −59 kJ/mol

2. La variación de entalpía para la neutralización del HNO3 con NaOH es ∆H298K = −58,24 kJ/mol. Si neutralizas 150 mL de HNO3 0,90 M con 160 mL de NaOH 1,1M en un calorímetro con un equivalente en agua igual a 50,5 g. y suponemos que la densidad de ambas disoluciones es 1,00 g/mL, el cambio de temperatura registrado en el calorímetro será de:

a. baja 3,6 ºC

b. sube 5,2 ºC

c. sube 16,3 ºC

d. baja 2,4 ºC

e. sube 3,6 ºC

3. La variación de entalpía para la neutralización del HCl con NaOH es ∆H = −59,1 kJ/mol. Si neutralizas 0,15 moles de HCl con NaOH en un calorímetro, la cantidad de calor desprendida será:

a. 37,1 cal

b. 2,12 cal

c. 2120 cal

d. 94,1 cal

e. 94,1 kcal

4. Para la práctica del calor de neutralización, indica cuál de las siguientes afirmaciones es falsa:

a. En la neutralización de HCl con NaOH se desprende calor.

b. Al añadir una gota de fenolftaleína, una vez terminada la neutralización, el color que aparecerá será rosa si en la neutralización has puesto exceso de ácido.

c. La entalpía de neutralización molar no depende del equivalente en agua del calorímetro.

d. La temperatura final de la neutralización depende del equivalente en agua del calorímetro.

e. El equivalente en agua del calorímetro depende del calorímetro utilizado.


21 variación de la solubilidad con la temperatura

actividades previas 1. Lea los objetivos, introducción, fundamento y procedimiento de la práctica. 2. Realice los cálculos previos que se detallan a continuación.

cálculos previos 1. Prepara 250 mL de una disolución acuosa de hidróxido sódico aproximadamente 0,1 M. (M = 40 g/mol; r = 98%).

2. Realiza los cálculos necesarios para preparar el patrón primario ftalato ácido de potasio (M = 204,22 g/mol; r = 99,9%) que se utilizará para titular la disolución anterior.


cuestiones previas 1. ¿Por qué es necesario calentar y llevar a ebullición el erlenmeyer que contiene la disolución acuosa de ácido benzoico si luego se va a enfriar a diferentes temperaturas?

2. ¿Por qué es necesario diluir previamente las alícuotas extraídas del erlenmeyer que contiene la disolución saturada de ácido benzoico? ¿El efecto será de igual magnitud en todas las temperaturas estudiadas?

3. ¿Cómo sugieres desatascar la pipeta en caso de que aparezca este problema?


resultados 1. Completa la tabla 1 correspondiente al experimento de la titulación de la NaOH con ftalato ácido de potasio.

Tabla 1: Titulación de NaOH

Ensayo g (Ftal. ácido) nº moles (Ftal) VNaOH/mL

[NaOH]/M

1

2

3

[NaOH]media=

2. A partir de las valoraciones realizadas de las diferentes alícuotas, calcula la solubilidad del ácido benzoico a las distintas temperaturas (Tabla 2). Considera que la densidad de las disoluciones saturadas es igual a la unidad, e indica con un ejemplo el cálculo que has realizado.

Tabla 2 (Solubilidad (s) está definida en gramos de ácido benzoico por 100 g de disolución saturada)

t/ ºC T-1/K-1 Peso muestra saturada/g VNaOH/ mL

Peso ácido benzoico/g s lns

25

30

40

50

60


3. Representa gráficamente en papel milimetrado s en función de la temperatura y traza la curva de solubilidad.

4. Representa gráficamente en papel milimetrado ln s en función de T -1 y halla la entalpía de fusión normal (∆Ho

f) del ácido benzoico. Aplica el método de mínimos cuadrados y no olvides escribir la ecuación completa de la mejor recta que ajusta tus resultados, además de r y los errores tanto de la pendiente como de la ordenada.

cuestiones posteriores 1. ¿Cómo varía la solubilidad con la temperatura?.

2. Explica qué tipo de error se comete si para calcular la solubilidad a una temperatura dada tomas una alícuota de la disolución de ácido benzoico donde:

a) no hay nada de precipitado sólido.


b) hay tanto precipitado que entra en la pipeta.

3. Compara el valor obtenido para ∆Hf con el valor teórico (33,89 cal/g) y calcula el error. Si es que los valores no coinciden, ¿qué posibles causas experimentales podrían justificar las diferencias?

evaluación 1. Para la práctica de la solubilidad del ácido benzoico, indica cuál de las siguientes afirmaciones es falsa:

a. La solubilidad del ácido benzoico aumenta con la temperatura.

b. Si en la extracción de una muestra de una disolución saturada de ácido benzoico con la pipeta se extrae un poco de sólido, el valor obtenido en la valoración será mayor que el verdadero.

c. Se toman muestras de disolución saturada de ácido benzoico a distintas temperaturas y se valoran.

d. La valoración de las muestras de ácido benzoico se hace con ftalato ácido de potasio.

e. Para tener la certeza de que las disoluciones de ácido benzoico son saturadas, tiene que haber ácido benzoico no disuelto en el erlenmeyer.

2. Para calcular la entalpía de fusión del ácido benzoico, representas ln s frente a T−1 de acuerdo a la ecuación ln s = cte – (∆Hfus/RT) y obtienes una pendiente de −2100 K. La entalpía de fusión será:

a. 17,5⋅103 J/mol

b. −17,5 kJ/mol

c. −252,6 kJ/mol

d. 252,6 J/mol

3. Para calcular la solubilidad (gramos de soluto en 100 g de disolución) del ácido benzoico (Peso molecular 122,12g/mol ) a 30 ºC, tomas una muestra de 5 g de una disolución saturada de ácido benzoico en agua a esa temperatura y la valoras, gastando 5,8 ml de una disolución 0,048 M de NaOH. El valor de la solubilidad a 30 ºC será:

a. 680 g

b. 6,8


0.0028 0.0029 0.0030 0.0031 0.0032 0.0033-1.0

-0.8

-0.6

-0.4

-0.2

0.0

0.2

0.4

ln S

1/T (K)

c. 680

d. 0,68

e. 0,05

4. Para calcular la entalpía de fusión del ácido benzoico, de acuerdo a la ecuación fusHln s cte

RT∆

= − , necesitas:

a. representar el logaritmo neperiano de la solubilidad frente a la temperatura y calcular la pendiente.

b. representar el logaritmo neperiano de la solubilidad frente a la inversa de la temperatura y calcular la pendiente.

c. representar el logaritmo neperiano de la solubilidad frente a la temperatura y calcular la ordenada.

d. representar la solubilidad frente a la inversa de la temperatura y calcular la ordenada.

e. representar la temperatura frente al logaritmo neperiano de la solubilidad y calcular la ordenada.

5. En la práctica de la solubilidad del ácido benzoico has obtenido la gráfica siguiente. La pendiente de la recta será:

a. 30,3 K

b. −2200 K

c. 0,0033 K

d. 0,1 K

e. −4,54⋅10−4 K

Indica qué error existe en la gráfica.


22 velocidad de reacción


2. Realice los siguientes cálculos antes de comenzar la práctica para preparar las disoluciones.

cálculos previos 1. Disolución A: Prepara 250 mL de disolución yodato potásico 0,02 M. (r = 99 %, PM = 214 g/mol).

2. Disolución B: Prepara 500 mL de disolución de hidrógeno sulfito de sodio 0,005 M. (ρ = 1,32 g/mL, r = 38 %, PM = 104,06 g/mol).


cuestiones previas 1. ¿Por qué es importante una buena agitación al juntar los volúmenes de los dos vasos de precipitado?

resultados 1. Anota en la tabla 2 los tiempos de reacción para cada uno de los ensayos realizados.

2. Determina la velocidad de reacción para cada ensayo, dando como ejemplo el cálculo realizado para uno de los ensayos. Para ello te puede ayudar completar la siguiente tabla 2.

Tabla 2

Ensayo [ −3IO ]o/M [ −

3HSO ]o/M t / s t */ s v (unidades?) Ln v Ln [ −3IO ]o

1

2

3

4

(*) Tiempo medio de los dos experimentos realizados.

3. Traza en papel milimetrado la gráfica logaritmo neperiano de la velocidad de reacción frente a logaritmo neperiano de la concentración del ión yodato. Debes


ajustarla utilizando el método de mínimos cuadrados para calcular el orden de reacción, n, y la constante cinética, k’. Además calcula el factor de correlación, r.

4. ¿Qué experimento sugieres para poder determinar el orden de reacción respecto del otro reactivo 3HSO− ?

5. Determina la velocidad de reacción para el experimento del efecto de la temperatura en la velocidad de reacción y completa la siguiente tabla 3. Indica los cálculos realizados con un ejemplo.

Tabla 3

Ensayo T/ ºC 1/T (K−1) t/s t */ s v(¿unidades?) k’ (¿unidades?) Ln v Ln k’

3

5

6

(*) Tiempo medio de los dos experimentos realizados.


6. Calcula la constante cinética, k’, a las diferentes temperaturas, y completa la tabla 3.

7. Representa el logaritmo neperiano de k’ frente a la inversa de la temperatura absoluta. Ajusta por mínimos cuadrados y determina el valor de la energía de activación de esta reacción, Ea, con sus unidades correctas. Calcula el valor del factor preexponencial (A), indicando sus unidades.


cuestiones posteriores 1. ¿Qué efecto se aprecia en la velocidad de reacción, la constante cinética y la energía de activación a partir de los experimentos realizados en los siguientes casos?:

a) aumento de la concentración de uno de los reactivos

b) descenso de la temperatura de la reacción

2. ¿Es necesario conocer la concentración inicial del hidrógeno sulfito de sodio? Explica la respuesta. Explica por qué se le puede considerar reactivo limitante.

3. ¿Qué es una “reacción reloj”?¿ Para qué sirve?

4. Compara los valores obtenidos para las constantes cinéticas a 30 y a 40 ºC. ¿Cómo calcularías el valor de k’ a la temperatura de 60 ºC?


evaluación 1. Cuando se estudia la velocidad de la reacción

23 3 4IO 3 HSO I 3 SO 3 H− − − − ++ → + +

manteniendo la concentración inicial de 3HSO− constante, se cumple la ecuación [ ]n

3 0v k IO−′= donde v es la velocidad inicial de consumo del bisulfito y se obtiene la representación de la figura. Los valores de la pseudoconstante cinética k' y el orden de reacción respecto al 3IO− son respectivamente:

a. −13,3 y –1,0

b. −12,2 y 1,0

c. 5,0⋅10−6 y 1,0

d. 4,5⋅10−4 y 1,0

2. Cuando se estudia la velocidad de la reacción

23 3 4IO 3 HSO I 3 SO 3 H− − − − ++ → + +

en presencia de almidón en el medio se emplea como reactivo limitante:

a. 3IO− , para que todo el yodato se transforme en yoduro.

b. 3HSO− , para que cuando termine la reacción el 3IO− en exceso de lugar a una reacción reloj y se forme un complejo con el almidón que determina el final de la reacción.

c. No se emplea reactivo limitante por que el color azul se observa en cualquier proporción de reactivos.

d. Se emplean concentraciones equimolares para que todos los reactivos se transformen a productos.

e. Ninguna de las anteriores.

3. Se determina la velocidad inicial de reacción v0 para la reacción

23 3 4IO 3 HSO I 3 SO 3 H− − − − ++ → + +

realizando un experimento a diferentes concentraciones iniciales de hidrogeno sulfito y con la misma concentración inicial de iodato. Marca con qué representación gráfica se podría determinar la constante cinética de la reacción a la temperatura de trabajo y el orden de reacción respecto al hidrogeno sulfito suponiendo conocido el orden de reacción con respecto al iodato:

a. vo frente a [ 3IO− ]0

b. ln vo frente a ln[ 3IO− ]0

c. vo frente a ln[ 3HSO− ]0

-5.6 -5.5 -5.4 -5.3 -5.2 -5.1 -5.0 -4.9 -4.8 -4.7 -4.6 -4.5-13.4-13.3-13.2-13.1-13.0-12.9-12.8-12.7-12.6-12.5-12.4-12.3-12.2-12.1

ln v

ln [IO3-]0

-5.6 -5.5 -5.4 -5.3 -5.2 -5.1 -5.0 -4.9 -4.8 -4.7 -4.6 -4.5

-13.4-13.3-13.2-13.1-13.0-12.9-12.8-12.7-12.6-12.5-12.4-12.3-12.2-12.1


-5,6 -5,4 -5,2 -5,0 -4,8 -4,6 -4,4 -4,2 -4,0-13,4

-13,2

-13,0

-12,8

-12,6

-12,4

-12,2

-12,0

-11,8

ln v

ln [IO3- ]

d. ln vo frente a ln[ 3HSO− ]0

e. ln[ 3HSO− ]0 frente a ln vo

4. Cuando se estudia la velocidad de la reacción

23 3 4IO 3 HSO I 3 SO 3 H− − − − ++ → + +

manteniendo la concentración inicial de 3HSO− constante, se cumple la relación [ ]n

3 0v k IO−′= y se obtiene la representación de la figura cuando la velocidad inicial de consumo del bisulfito v se da en mol L−1 s−1. Los valores de la pseudoconstante cinética k' y el orden de reacción respecto al 3IO− son respectivamente:

a. 7,6 s−1 y 1,0

b. −7,6 Ms−1 y −1,0

c. 1,0 s−1 y −7,6

d. 4,5⋅10−4 s−1 y 1,0

e. 2,0⋅10−8 s−1 y 1,0

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