Conclusión

Durante esta práctica hemos trabajado las reacciones químicas de precipitación, repasado los cálculos estequiométricos para no cometer errores de medida y trabajado con el material de laboratorio. Al cambiar del aula al laboratorio, no solo aprendemos a resolver la masa de un producto que se da haciendo reaccionar determinado volumen de reactivo, sino que lo ponemos en práctica, y esto ayuda a comprender mejor los conceptos y a aprender a trabajar con otros materiales diferentes a los de la clase.

Observando la sustancia obtenida con el agitador nos dimos cuenta de algo curioso, y es que lo que creíamos que era solo hidróxido de cobre se queda pegado a la punta, esto significa que la sustancia contiene agua.

El problema que tuvimos fue que no nos dio tiempo a que la disolución terminara de filtrarse para separar el precipitado, debido a que el embudo y el vaso de precipitados que utilizamos eran demasiado pequeños.

En cuanto a las dudas, todas las que nos surgieron nos fueron resueltas en el momento.


(Emma Núñez Martínez)

Descripción de la práctica

En esta práctica solo hemos podido trabajar Emma y yo, ya que nuestra compañera Carmen no ha podido estar.
En primer lugar hemos cogido el material necesario para hacer la práctica:

-Balanza
-Vidrio de reloj
-Vasos de precipitados
-Probetas graduadas
-Agitador
-Embudo
-Papel de filtro
-Disolución de hidróxido de sodio de concentración 1 mol/L (dada por el profesor)
-Sulfato de cobre (II) pentahidratado (CuSO₄ · 5H₂O)

Cuando ya teníamos los materiales en la mesa del laboratorio hemos tenido que hacer un cálculo para saber cuántos gramos de sulfato de cobre pentahidratado necesitamos para la disolución:

Sabiendo que harían falta 1'25 gramos, pesamos en la balanza el CuSO₄ · 5H₂O; para ello ponemos el vidrio de reloj en la balanza y le damos al botón de tara (para que así el peso que se mida sea solo el del sulfato de cobre pentahidratado y no el de este más el peso del vidrio de reloj).




A continuación disolvemos los 1'25 g. de CuSO₄ · 5H₂O en 25 mL de agua que tenemos en uno de los vasos de precipitados, para disolverlo lo removemos con ayuda del agitador hasta que quede completamente disuelto. 






Cuando ya tenemos esto pasamos a echarlo en la probeta y enrasamos hasta los 50 mL (sabiendo que está bien enrasado cuando se mira desde la misma altura del número y se ve un menisco o curva en el líquido).

(antes de echarlo a la probeta)

(una vez en la probeta vemos que no está en 50 mL)

(enrasamos echando agua)

Con esta práctica el objetivo que teníamos era preparar una disolución de una sal de concentración conocida, para a continuación pasar a realizar una reacción de precipitación.
Teniendo ya la disolución pasamos a realizar la reacción de precipitación.
Para ello añadimos en un vaso de precipitados la disolución preparada y sobre ella vertemos poco a poco 100 mL de hidróxido de sodio con concentración o'1 mol/L que teníamos en otro vaso de precipitados. 

Cuando se unen estos dos productos se sufre la siguiente reacción:

CuSO₄ (ac) + 2NaOH (ac) → Cu(OH)₂ (s) + Na₂SO₄ (ac)

Lo que sucedió cuando se mezcló fue que se formó un precipitado (sólido) de un azul más oscuro.

A continuación pasamos a filtrarlo, colocando el papel de filtro en el embudo que a su vez se coloca sobre un vaso de precipitados.

Cuando ya se ha filtrado todo obtenemos una sustancia que es el hidróxido de cobre y al pesarlo en la balanza con un vidrio de reloj sabemos que son 1´52 g.

(sustancia obtenida)

pero este peso no es el que deberíamos haber obtenido, ya que haciendo un cálculo estequiométrico nos sale que el peso del hidróxido de cobre ha de ser de 0'4875 g. 

(cálculo estequiométrico)

La razón de que obtengamos una sustancia con un peso mayor es porque no todo es hidróxido de cobre, hay 1'0325 g. de agua (resultado de la diferencia entre el peso que nos da al pesar la sustancia y el que sabemos que debemos obtener gracia al cálculo estequiométrico).
Para que esto no suceda deberíamos secar la sustancia que obtuvimos de la filtración, esto se puede hacer con ayuda de desecadores como el óxido de fósforo, el hidróxido de sodio o el hidróxido de potasio.

(Ángela Rincón Muñoz)

Introducción teórica

Conceptos de importancia para el desarrollo de la práctica:

Disoluciones

Una disolución es una mezcla homogénea formada por un disolvente y por uno o varios solutos, todos ellos sustancias puras. Está frecuentemente formada por un disolvente, medio en el que se disuelven los solutos, y uno o varios solutos. Los criterios para decidir cuál es el disolvente y cuáles los solutos son más o menos arbitrarios; no hay una razón científica para hacer tal distinción.

El disolvente es el componente que tiene el mismo estado de agregación que la disolución. Si todos tienen el mismo estado, el disolvente es el componente que interviene en mayor proporción de masa, aunque muchas veces se considera disolvente al que es más frecuentemente usado como tal. En el caso de dos metales disueltos mutuamente en estado sólido, se considera disolvente a aquél cuya estructura cristalina persiste en la solución; si ambos tienen la misma estructura, el disolvente será el metal que ocupa la mayoría de las posiciones en la estructura cristalina.

Los solutos son los otros componentes. 

Las disoluciones se caracterizan porque las proporciones relativas de solutos y disolvente se mantienen en cualquier cantidad que tomemos de la disolución; cuando el soluto se disuelve, pasa a formar parte de la disolución y el volumen final es diferente a la suma de los volúmenes del disolvente y el soluto; la cantidad de soluto y la cantidad de disolvente se encuentran en proporciones variables entre ciertos límites; normalmente el disolvente se encuentra en mayor proporción que el soluto; las propiedades físicas de la disolución son diferentes a las del disolvente puro y dependen de su concentración; las propiedades químicas de los componentes de una disolución no se alteran y, como no se pueden separar por centrifugación o filtración, se obtienen a través de métodos de fraccionamiento, como la destilación o la cristalización.

Según el tamaño de las partículas de soluto en la disolución, distinguimos 3 tipos de mezclas:

·         Dispersiones: cuando el diámetro de las partículas de soluto excede de 0,1 μm.

·         Dispersoides: el tamaño está entre 0,001 μm y 0,1 μm.

·         Dispérsidos: el tamaño es menor a 0,001 μm. Se clasifican en:

• Con condensación molecular: la partícula dispersa está formada por una condensación de moléculas.
• Moleculares: cada partícula es una molécula.
• Iónicas: la partícula dispersa es un ion.
• Atómicas: cada partícula dispersa es un átomo.

Según su estado de agregación pueden ser:

·         De tipo coloidal: Son soluciones en donde reaccionan dos compuestos de dos estados distintos:

Sólidas:

-  Sólido en sólido: cuando tanto el soluto como el solvente se encuentran en estado sólido.

-Gas en sólido

-Líquido en sólido: cuando una sustancia líquida se disuelve junto con un sólido.

Líquidas

-Sólido en líquido

-Gas en líquido

-Líquido en líquido

Gaseosas

-Gas en gas

-Sólido en gas

-Líquido en gas

Según su concentración diferenciamos

·         Disoluciones empíricas o cualitativas, esta clasificación no toma en cuenta la cantidad numérica de soluto y disolvente presentes, y dependiendo de la proporción entre ellos se clasifican de la siguiente manera:

• Disolución diluida: la cantidad de soluto que interviene está en mínima proporción en un volumen determinado.
• Disolución concentrada: tiene una cantidad considerable de soluto en un volumen determinado.
• Disolución insaturada: no tiene la cantidad máxima posible de soluto para una temperatura y presión dadas.
• Disolución saturada: tienen la mayor cantidad posible de soluto para una temperatura y presión dadas. Existe un equilibrio entre el soluto y el disolvente.
• Disolución sobresaturada: contiene más soluto del que puede existir en equilibrio a una temperatura y presión dadas. Son sistemas inestables, con cualquier perturbación el soluto en exceso precipita y la solución queda saturada; esto se debe a que se mezclaron.

·         Disoluciones valoradas cuantitativamente toman en cuenta las cantidades numéricas exactas de soluto y solvente que se utilizan en una disolución. Tipos:

·         Porcentual

·         Molar

·         Molal

·         Normal

Concentración

La concentración de una disolución es la proporción que hey entre la cantidad de soluto y la cantidad de disolvente. A menor proporción de disolvente, menos concentrada está la disolución, y a mayor proporción, más concentrada está. 

La concentración de una disolución es la proporción  que hay entre la cantidad de soluto y la cantidad de disolvente. A menor proporción de soluto disuelto en el disolvente, menos concentrada está la disolución, y a mayor proporción más concentrada está. 

Reacción Química

Una reacción química es todo proceso termodinámico en el cual uno o más reactivos por efecto de un factor energético, se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos. Los reactivos pueden ser elementos o compuestos.

Los factores que afectan a la velocidad de una reacción son La propia naturaleza de la reacción; su concentración (a mayor concentración, más velocidad); la presión (a mayor presión, más velocidad); la temperatura (a mayor temperatura, más velocidad); la presencia de catalizadores que pueden aumentar o disminuir la velocidad; y la superficie de contacto (a mayor superficie de contacto, más velocidad.

Reacción de precipitación

La reacción de precipitación es el proceso por el cual un sólido se produce en la disolución, este sólido será el precipitado. Dicha reacción puede ocurrir cuando una sustancia insoluble se forma en la disolución debido a una reacción química o a que la disolución ha sido sobresaturada por algún compuesto y el soluto en exceso ha formado el precipitado.

En la mayoría de los casos, el precipitado baja al fondo de la disolución, aunque esto depende de la densidad del precipitado: si el precipitado es más denso que el resto de la disolución, cae; si es menos denso, flota; y si tiene una densidad similar, se queda en suspensión.

El efecto de la precipitación es muy útil en muchas aplicaciones en las que una reacción química produce sólidos que después puedan ser recogidos por métodos como la filtración.

Filtración

La filtración es el proceso unitario de separación de sólidos en suspensión en un líquido mediante un medio poroso, que retiene los sólidos y permite que pase del líquido.  La variedad de filtros es tan extensa como las variedades de materiales porosos disponibles como medios filtrantes y las condiciones particulares de cada aplicación.

Bibliografía

http://es.wikipedia.org/wiki/Disoluci%C3%B3n#Por_su_estado_de_agregaci.C3.B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Concentraci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_qu%C3%ADmica#Factores_que_afectan_la_velocidad_de_reacci.C3.B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Precipitado



(Emma Núñez Martínez)

Conclusión

En el experimento se ha confirmado que las disoluciones más ácidas, como HCl y Cu SO4 ocupan en la escala del pH un valor del 0-4; las disoluciones neutras ocupan en la escala de pH un valor de 5, como el NaCl y finalmente, las disoluciones más básicas como el NaHCO3 y el hidróxido de sodio abarcan unos valores de pH a partir del 5(sin incluirlo).

El fallo que tuvimos a lo largo del experimento es el de haber echado mayor cantidad de caldo de lombarda en la disolución de HCl cuando se debía echar hidróxido de sodio.

Otro error fue que casi tiramos los tubos de ensayo con las muestras de las disoluciones, tras haberlas mezclado con el caldo de lombarda.

En cuanto a las dudas: todas nos fueron respondidas a lo largo de la práctica, ya que aquellas que nos surgieron eran posibles de solucionar en el momento.

(Carmen Salcedo Mázmela)

Descripción de la práctica

En primer lugar hemos cogido el material necesario para hacer la práctica:

-Espátula

-Cuenta gotas

-Vasos de precipitados (5)

-Vidrios de reloj

-Varilla para agitar

-Tubos de ensayo y gradilla

-Papel de pH

-Caldo de lombarda que hemos preparado previamente en casa

Cuando ya estaba todo en la mesa del laboratorio hemos repartido tareas. Mientras una de nosotras iba cortando el papel de pH en 6 trozos, otra estaba llenando los vasos con la misma cantidad de agua. Después hemos pasado a coger los reactivos que debíamos utilizar, todos en vidrios de reloj menos el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio que los hemos echado directamente en el vaso. Los reactivos que hemos utilizado a lo largo de la práctica han sido:

-Ácido clorhídrico (HCl)

-Bicarbonato sódico (NaHCO3)

-Cloruro de sodio (NaCl)

-Hidróxido de sodio

-Sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4)

Hemos comenzado a hacer las disoluciones con el ácido clorhídrico, el bicarbonato sódico y el cloruro de sodio. Para ello, hemos echado cada sustancia sólida en uno de los vasos de agua antes marcados con el nombre del reactivo que íbamos a añadir. Para mezclarlos hemos utilizado la varilla. En primer lugar, con el NaHCO3  hemos agitado y después, con una gota de la disolución, hemos pasado a tocar el papel de pH para ver el color que nos salía. Hemos pasado a lavar la varilla, a secarla y así después poder hacer lo mismo con el NaCl sin que hubiera cambios en la disolución por impurezas. A continuación hemos comprobado con el papel de pH el color que salía con el HCl, habiendo lavado y secado previamente la varilla, tal y como debemos hacer entre una mezcla y otra.

Cuando hemos terminado con estos reactivos, hemos pasado a hacer lo mismo con el CuSO4 y con el hidróxido de sodio.

Los resultados son los siguientes:

DISOLUCIÓN	COLOR DEL PAPEL DE Ph	Ph	CARÁCTER DE LA MEZCLA
Ácido clorhídrico (HCl)	rojo	0-1	ácido
Bicarbonato sódico (NaHCO3)	verde	9	básico
Cloruro de sodio (NaCl)	el mismo del papel	5	neutro
Sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4)	amarillo (color del aceite)	4	ácido
Hidróxido de sodio	morado oscuro	+10	básico

(basándonos en esta caja hemos obtenido el pH)

Hay sustancias de origen natural que son indicadores ácido-base, nosotros hemos utilizado el caldo de lombarda. Para ello hemos echado en 5 tubos de ensayo ¼ de caldo y a continuación hemos cogido con un cuenta gotas (lavando bien entre una disolución y otra) y añadido en cada tubo una pequeña cantidad de cada una de las disoluciones anteriores. Al añadir las disoluciones se formaba una espiral oscura y quedaba dividido en una parte más oscura y otra más clara, para que se quedara una mezcla homogénea hemos agitado un poco el tubo. Hemos anotado el color que adquiere y os lo dejamos debajo con una foto del resultado.

DISOLUCIÓN	COLOR QUE ADQUIERE EL INDICADOR DE LOMBARDA
Ácido clorhídrico (HCl)	rojo
Bicarbonato sódico (NaHCO3)	azul
Cloruro de sodio (NaCl)	morado claro
Sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4)	morado oscuro
Hidróxido de sodio	amarillo

Después hemos tenido tiempo de hacer lo mismo que antes, pero añadiendo hidróxido de sodio a las disoluciones anteriores que tenían caldo de lombarda. El fenómeno que hemos podido apreciar en el ácido clorhídrico ha sido muy curioso. Los resultados han sido los siguientes:

DISOLUCIÓN	COLOR QUE ADQUIERE CON HIDRÓXIDO DE SODIO
Ácido clorhídrico (HCl)	al haber echado mucha cantidad ha quedado verde *
Bicarbonato sódico (NaHCO3)	amarillo
Cloruro de sodio (NaCl)	amarillo
Sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4)	verde

 *Si se echa poco hidróxido de sodio, se quedaría del mismo color. Si se echara una cantidad capaz de anular el carácter ácido, se quedaría de color morado (el del caldo de lombarda), pero dado que no fuimos capaces de hallar ese punto medio, nos hemos pasado de cantidad y nos ha quedado de color verde. Mientras lo íbamos echando se veía como al estar echando poco a poco empezaba a tornarse de un color pero se volvía a quedar del mismo color.

(Ángela Rincón Muñoz)

Introducción teórica

ÁCIDOS Y BASES
Los ácidos y las bases son sustancias de alta importancia química.
Se caracterizan por: 

ÁCIDOS	BASES
Tienen sabor agrio (limón, vinagre, etc.).	Tiene sabor cáustico o amargo (a lejía)
En disolución acuosa enrojecen la tintura o papel de tornasol y tienen un PH inferior a 7.	En disolución acuosa azulean el papel o tintura de tornasol y tienen tacto jabonoso. Producen una sensación untuosa al tacto. Tienen un PH superior a 7.
Decoloran la fenolftaleína enrojecida por las bases	Enrojecen la disolución alcohólica de la fenolftaleína.
Enrojecen ciertos colorantes vegetales, como el caldo de lombarda (indicador natural)	Dan color azul a ciertos colorantes vegetales
Neutralizan la acción de las bases	Neutralizan la acción de los ácidos
Pierden sus propiedades al reaccionar con bases	Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos
Reaccionan con algunos metales (como el cinc, hierro,…), desprendiendo hidrógeno	Se usan en la fabricación de jabones a partir de grasas y aceites
Reaccionan con carbonatos desprendiendo CO2	Precipitan sustancias como las sales de cobre y sustancias disueltas por ácidos.
Producen efervescencia con el carbonato de calcio (mármol)
En disolución acuosa dejan pasar la corriente eléctrica, experimentando ellos, al mismo tiempo una descomposición química	En disolución acuosa dejan pasar la corriente eléctrica, experimentando ellas, al mismo tiempo, una descomposición química.
Concentrados destruyen los tejidos biológicos vivos (son corrosivos y peligrosos)	Suaves al tacto pero corrosivos con la piel, destruyen los tejidos vivos(sonpeligrosas)
Disuelven sustancias	Disuelven grasas y el azufre

Una definición general sobre los ácidos fue propuesta por Gilbert Lewis, quien describió que un ácido es una sustancia que puede aceptar un par de electrones.
Según la teoría de Arrhenius, los ácidos son sustancias que en disolución acuosa se disocian produciendo iones H+, por ejemplo:

HCl(ac)  H+(ac)+Cl(ac)

Johannes Brönsted y Thomas Lowry enunciaron que una base como una sustancia que puede aceptar protones.

Teoría Ácido-Base de Lowry-Bronsted

Según Bronsted y Lowry, ácidos son todos los compuestos o iones capaces de ceder protones (H⁺) al medio y bases son los que pueden aceptar protones del medio.

Cuando una molécula o anión puede tomar un H⁺ (base de Bronsted-Lowry), se forma su "ácido conjugado"

Base	Protón que gana	Ácido conjugado
OH-	H+	H2O
NH3	H+	NH4+
CO3 2-	H+	CO3H-

Cuando un ácido pierde un ion hidrógeno, se forma su "base conjugada".

Ácido	Protón que pierde	Base conjugada
ClH	H+	Cl-
SO4H2	H+	SO4H-
NO3H	H+	NO3-

Gilbert Lewis definió las bases como aquella que puede donar ese par.

Según Arrhenius, las bases son sustancias que en       disolución acuosa se disocian produciendo iones de OH. Por ejemplo:

NaOH(ac)  Na+(ac)+OH(ac)

NH4OH(ac)  NH4+(ac) +OH(ac)

(El hidróxido de amonio, NH4OH, es una especie química que se produce cuando el amoniaco se disuelve en agua, por eso el amoniaco se considera como una base aunque no tenga iones OH- en su estructura)

Fuerza de los ácidos y las bases

La fuerza de un ácido o la de una base está determinada por su tendencia a perder o a ganar protones. Los ácidos pueden dividirse en y débiles. Las moléculas de los primeros se disocian en forma casi total al ser disueltos en agua. Los segundos sólo ionizan una pequeña proporción de sus moléculas. De aquí que, para una misma concentración de ácido, la concentración de iones hidrógeno es mayor en las soluciones de ácidos fuertes que en las de los débiles.

Las bases también pueden dividirse en fuertes y débiles. Las primeras se disocian completamente en solución. Al igual que para ácidos débiles, las constantes de disociación de las bases débiles reflejan el grado de ionización.

Una generalización útil acerca de las fuerzas relativas de los pares ácido-base es que si un ácido es fuerte, su base conjugada es débil y, para las bases, si una sustancia es una base fuerte, su ácido conjugado es débil.

PH

El PH o potencial de hidrógeno es el opuesto del logaritmo en base 10 (o el logaritmo del inverso) de la actividad de los iones hidrógeno. Se utiliza para medirla acidez de las disoluciones acuosas. Se define como:
PH= -log[aH+]         
Por tanto, las disoluciones ácidas son las que tengan un menor PH. El PH varía entre 0 y 14, siendo 0 el más ácido y 14 el más básico. La acidez de un sistema es muy importante porque condiciona las reacciones químicas que en él suceden. Por ejemplo,  las reacciones biológicas que suceden en nuestro organismo transcurren de manera óptima solo en los límites determinados del PH.

Métodos químicos e instrumentales
El PH puede determinarse experimentalmente mediante diversos métodos químicos y experimentales.

Los métodos químicos se realizan empleando indicadores que cambian de color al contacto con una disolución, manifestando su PH. Son los que se emplearon originariamente y en la actualidad tienen menos usos, aunque también se emplean.

Los métodos instrumentales consisten en medir una propiedad física de la disolución, de la cual sabemos su dependencia matemática en función del PH. Son los métodos más empleados en la actualidad. Para medir el PH usan potenciómetros que miden la diferencia de potencial de una disolución en una zona determinada del instrumento. Este PH-metro puede determinar fácilmente el PH de una disolución.
Hay ácidos muy peligrosos y corrosivos y bases muy peligrosas: aquellas cuyo PH es extremo.
Mediante la reacción de neutralización ácido-base se relacionan los ácidos y las bases:
Ácido + Base  Sal + Agua
Si las cantidades empleadas son las estequiométricas, el PH final debe ser el de la sal que se forma.



                                                                                                                         (Emma Núñez Martínez)

Bibliografía

-Hoja de prácticas

-http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Acido_base.htm

-http://es.wikipedia.org/wiki/PH