Práctica 11

1. Actividades, datos, cálculos y discusión de resultados.


Experimento 1:


En el primer experimento, debíamos colocar 0.1 g zinc en un matraz kitasato y taparlo con un tapón de hule. Este a su vez estaba conectado de su salida lateral con una manguera hacía una probeta volteada llenada de agua hasta el ras. Esta se coloco de esa manera sobre un recipiente amarillo llenado al 3/4 de su capacidad de agua, para evitar que el agua contenida en la probeta saliera por la presión atmosférica. Este sistema se preparó para que al inyectar 5 ml de ácido clorhídrico por el tapón de hule pudiéramos medir los ml de volumen que el gas desplazaría del agua en la probeta. Procedimos a realizar el experimento inyectando el ácido. Tardo alrededor de 35 minutos finalizar la reacción, ya que agitando aceleramos la reacción, y al final, observamos que el volumen desplazado fue de 70 ml. 

Observando la reacción, nos dimos cuenta que el gas desprendido fue hidrógeno.

a)    Escriba la ecuación química que se lleva a cabo entre el zinc metálico y el ácido clorhídrico.

Zn+2HCl=ZnCl2+H2

b)    Indique mediante los cálculos necesarios cuál es el reactivo limitante y cuál es el reactivo en exceso.

El zinc fue el reactivo limitante y el HCl fue el reactivo en exceso.

Experimento 2:


El segundo experimento consistía en recuperar cobre de un alambre de cobre después de pasar por ciertos procesos con diferentes reacciones. Lo primero que hicimos fue cortar 0.25 g de un alambre de cobre, el cual pesamos en una balanza analítica. Al ir por el ácido nítrico a la campana, por accidente el Profesor Blanco vertió alrededor de 100 ml (todo lo que había) en el vaso de precipitado donde teníamos nuestro pedazo de cobre. Se contaminó la muestra, pero era todo el ácido que restaba, por lo que procedimos a trabajar con él, esperando que no afectara nuestro resultado. Volvimos a cortar 0.25 g de alambre de cobre y ahora si, en la campana, añadimos 2.5 ml de HNO3 y nuestra solución se tornó color verde. 

Acabando la reacción, añadimos 50 ml de agua destilada y la solución disminuyo en su intensidad de color un poco. Como era de esperarse, el vaso estaba caliente porque era una reacción exotérmica.
El siguiente paso fue añadir 15 ml de NaOH al 3M y observamos lo que ocurrió. La solución se tornó de color azul eléctrico. Se procedió a calentar el vaso en la parrilla hasta que llegáramos a su punto de ebullición, y observar que ocurría. Mientras, calentamos agua destilada que se utilizaría futuramente.  Mientras más nos acercábamos al punto de ebullición, la solución se volvió oscura (muy cafe), y dejamos que sedimentara. 

Decantamos y agregamos 100 ml de agua muy caliente para lavar lo que nos sobraba. Volvimos a dejar que sedimentara y decantamos de nuevo. 
Al sólido que quedaba, agregamos 2.5 ml de H2SO4 para que volviera a reaccionar, con lo que obtuvimos la muestra otra vez en color azul, con unas bolas muy curiosas que se ilustran en la siguiente fotografía y que creemos se deben a la reacción que dimos lugar al agregar el ácido sulfúrico. Hicimos esto 2 veces para que no quedara nada sin reaccionar. 

En la campana, empezamos a agregar zinc en polvo, y nos dimos cuenta que comenzaba a reaccionar violentamente con nuestra solución. A medida que echamos zinc, se perdía el color azul y la solución se volvía otra vez café. Dejamos de agregar zinc hasta que la solución dejó de ser azul, esto debido a que así lo único sólido que obtuviéramos en el vaso era cobre. Calentamos un poco después de eso y dejamos enfriar. Al momento que se sedimento el compuesto decantamos, y lavamos el sólido con 10 ml de agua destilada en tres ocasiones, esto para liberar el cobre de impurezas. Transferimos todo el sólido sobrante a la cápsula de porcelana y añadimos 5 ml de acetona. Después que sedimentó, decantamos la acetona y se colocó la cápsula en un baño María preparado con anticipación para evaporar lo que teníamos aun de acetona. Después de 5 minutos, retiramos la cápsula de porcelana y por diferencia de peso en la cápsula, verificamos cuantos gramos de cobre habíamos obtenido. Para nuestra sorpresa, obtuvimos 0,25 gramos de cobre, la misma cantidad que se pesó en un inicio. Tenía un color más oscuro que el alambre y no era totalmente uniforme.

Reactivos

Productos

Tipo de reacción

1. Cobre metálico + HNO3	Agua + nitrato cúprico + oxido nitrico	Sustitución
2. Nitrato cúprico + H2SO4	sulfato cúprico y ácido nítrico	Doble sustitución
3. Hidróxido cúprico + CuO2	Cobre + agua	Doble sustitución
4. Óxido cuprico + H2SO4	Sulfato cúprico + agua	Doble sustitución
5. Sulfato cuprico + zinc	Cobre + sulfato de zinc	Sustitución

Concluimos que recuperamos el 100% de cobre, con lo que concluimos que hicimos un experimento perfecto.


Cuestionario:

1.    Para las reacciones a estudiar (ecuaciones 1- 5) asigne los estados de oxidación del cobre y escriba las semi-reacciones de oxidación o reducción (balanceadas) que hubiere.

Estados de oxidación +2,+1

1.     Oxidación: 2Cu->2Cu1+ +2e¯
Reducción: 2 H+ +2e¯ -> H₂

2.     Oxidación: Zn = Zn2+ + 2e-

Reducción: Cu2+ + 2e- = Cuº

2.    Re-escriba la ecuación 5 sustituyendo zinc por aluminio.

CuSO4 + H2SO4 + Al ---> AlSO4 + Cuº + H2SO4

3.    El sulfato de cobre (II) penta-hidratado pierde el agua de hidratación al calentarse por encima de 100ºC.  ¿Cuántos gramos de sulfato de cobre (II) se obtienen al calentar 10.5 g de la sal hidratada?

6.72gr de sulfato de cobre y se evaporan 3.78 gr de agua

4.    Escriba y balancee cada ecuación; indique el estado de oxidación de cada elemento; diga a qué clase de reacción química pertenece:

Reactivos	Productos	Tipo de reacción
a) hidróxido ferroso + peróxido de hidrógeno	Fe (OH)3	Oxidación
b) plomo + ácido sulfúrico	PbSO4	Oxidación
c) amoníaco + óxido cuproso	[Cu(NH3)2]+	Oxidación
d) óxido de nitrógeno (V)
e) hidróxido de magnesio + cloruro de amonio	MgCl2 + 2NH4OH	Oxidación

5.    Una muestra de 12.6 g de cobre al 95% se hace reaccionar con exceso de ácido nítrico. ¿Cuántos gramos de nitrato de cobre (II) se pueden obtener si la eficiencia del procedimiento es de 98%?

1.005 x 10^-3

6.    Se trataron 7.00 g de una muestra X para analizar su contenido de cobre; con ese procedimiento, la obtención de cobre tiene un rendimiento del 98.5 %. La masa del producto obtenido fue de 6.35 g, pero se demostró que tenía 1.00% de impurezas. ¿Cuál es el porcentaje de cobre de la muestra X?

90.7%

3. Conclusiones

Esta fue la segunda práctica realizada fuera del laboratorio y con diferentes equipos. Sin embargo, este procedimiento se dió muy diferente al primero. Se buscó trabajar con más orden, limpieza y claridad. Como se puede ver en los resultados, se cumplieron casi a la perfección los objetivos, a pesar de que era una práctica complicada. Claro que preferimos trabajar en el laboratorio con nuestro propio equipo para llevar todas las cosas más en orden, pero queda demostrado que se pueden hacer las cosas correctas. Nuestra recomendación es una mejor organización entre equipos, aunque no sean los mismos de siempre. Si entre nosotros nos ayudamos, siempre nos desarrollaremos mejor, no solo en la escuela, si no también en lo laboral.

4. Referencias

Crutchfield, C. (1999, Mayo 30). Reaction of management. Retrieved from http://www.madsci.org/posts/archives/1999-06/928124413.Ch.r.html

Reacciones entre compuestos inorgánicos. (n.d.). Retrieved from http://www.itescam.edu.mx/principal/sylabus/fpdb/recursos/r73524.PDF

Práctica 10

1. Actividades, datos, cálculos y discusión de resultados.


Experimento 1: Preparación de soluciones


En esta práctica, el primer e único experimento consistía en preparar 3 soluciones diferentes (1 personal y 2 iguales a los demás equipos). A nuestro equipo le toco preparar NaOH 1M, H2SO4 0.5M, y HNO3 0.1N. A continuación se describen los pasos que se siguieron al preparar cada una de las soluciones:

1ra Solución: Preparación de NaOH al 1M:

-       Lo primero que hicimos fue hacer los cáculos de cuantos gramos de sosa necesitabamos.

-       De la fórmula  (M=g/PM/L sln) despejamos los gramos

-       G= 40*1M*0.1 L, esto fue igual a 4 g.

-       No hizo falta dividir entre densidad, ya que el compuesto venia presente en su forma sólida.

-       Por último, al dividir entre pureza 98% obtendríamos los gramos adecuados para poner en la solución, que fueron 4.1 g.

-       Honorio colocó agua destilada en un vaso y ahí Giselle hechó los 4.1 g con la espátula.

-       Alejandro pasó el liquido en el vaso a un matraz para aforar y Gibrán lo aforó.

-       Se le llevó la solución aforada al Dr. Juan José para verificar y los 100 ml de la solución se quedaron resguardados en el matraz para futuros experimentos.

Ya por ultimo etiquetamos esta matraz para identificarlo después con el número de nuestro equipo, el nombre de la solución, y creemos que esta será la solución a titular en próximas prácticas.

2da Solución: Preparación H2SO4 al 0.5 M:

-       Lo primero que hicimos fue hacer los cáculos de cuantos ml necesitabamos.

-       De la fórmula  M=g/PM/L sln despejamos los gramos

-       G= 98*0.5M*0.05 L, esto fue igual a 2.45 g

-       Como el acido es un compuesto liquido, con la densidad (1.85 g/m3) obtuvimos que habia que obtener 1.32 ml de ácido.

-       Por último, al dividir entre pureza (98%) obtendríamos los ml adecuados para poner en la solución, que fueron 1.4 ml.

-       Honorio colocó agua destilada en un vaso y ahí Gibrán vertió 1.4 ml de ácido sulfurico con la pipeta.

-       Alejandro pasó el liquido en el vaso a un matraz para aforar.

-       Se le llevó la solución aforada al Dr. Juan José para verificar y se vertieron los 50 ml en un vaso pre-etiquetado por el profesor para guardarse.

3ra Solución: Preparación HNO3 al 0.1 N:

-       Lo primero que hicimos fue hacer los cáculos de cuantos ml necesitabamos.

-       De la fórmula  N=g/PM/#H+/L sln despejamos los gramos

-       g= 63*0.1N*1*0.05 L, esto fue igual a 0.315 g

-       Como el acido es un compuesto liquido, con la densidad (1.5 g/cm3) obtuvimos que habia que obtener 0.21 ml de ácido.

-       Por último, al dividir entre pureza (65%) obtendríamos los ml adecuados para poner en la solución, que fueron 0.32 ml.

-       Giselle colocó agua destilada en un vaso, alrededor de 20 ml y ahí Alejandro vertió los 0.32 ml de ácido nítrico con la pipeta en la campana.

-       Honorio pasó el liquido del vaso a un matraz para aforar.

-       Se le llevó la solución aforada al Dr. Juan José para verificar y se vertieron los 50 ml en el otro vaso pre-etiquetado para guardarse.


Observaciones: Intencionadamente o inintencionadamente, nos tocó preparar soluciones de mayor a menor concentración (en orden), con lo que observamos que todas las soluciones, no importando que, necesitan mayor soluto mientras mas concentración se requiera. También sabemos que mientras mas baja sea la concentración, menos peligrosa es esa substancia, pero hay que trabajar con cuidado. El NaOH fue el único que tardó un poco en mezclarse, ya que las otras 2, se volvieron homogéneas al instante.

2. Cuestionario


Problema 1

Considérese el caso de una muestra de agua de mar a la que se desea medir su concentración de cloruro, calcio y magnesio. Ya que la concentración de estos iones en el agua de mar es muy alta como para realizar la medición directamente, normalmente se procede a diluir la muestra, antes de realizar la medición propiamente dicha.

Supóngase entonces que se toman 25 mL de la muestra original en un matraz aforado y se diluyen a 250 mL de agua destilada. Luego de homogeneizar la disolución recién preparada, se toman 10 mL de esta disolución en un matraz aforado y se diluyen nuevamente en un matraz aforado a 250 mL con agua destilada. Si posteriormente se realizan las determinaciones sobre la segunda disolución y se encuentra que en ellas las concentraciones de calcio, cloruro y magnesio son respectivamente 15, 85 y 45 ppm ¿Cuál será entonces la concentración de estos elementos en la muestra original?

Si se toman 10 ml de la solución A y se diluyen a un volumen de 250 ml con agua destilada, todas las sustancias que se encontraban disueltas en A, estarán en la solución B, 25 veces más diluidas.

De esta manera, el factor de dilución para pasar de la muestra original a la Solución A, será igual a 250ml / 25ml = 10. Por lo tanto el factor de dilución para pasar de la solución A a la solución B sería igual a 250ml/ 10ml = 25. A su vez, el factor de dilución de la muestra original a la solución B, será igual a 10x25= 250. Significa que la concentración en la muestra original es 250 veces mayor que la concentración en la solución B.

Problema 2

1.    Mencione y explique brevemente cinco ejemplos aplicados a su desempeño profesional en los que se emplean procesos de dilución y/o mezclas de disoluciones.

1. Cuando se trabaje en un laboratorio de investigación de Biotecnología.

2. Cuando se trabaje en un laboratorio de Diagnóstico molecular.

3. Cuando se hagan prácticas profesionales en algún hospital con laboratorios.

4. Cuando se tenga su propio laboratorio de investigación genético.

5. Si se dedicara a ser profesor de laboratorio de biotecnología.

Problema 3

Suponga que un vertimiento de aguas residuales de 5 litros por segundos que contiene 425 mg/L de ion cloruro descarga a un cauce receptor de 75 litros por segundo que contiene 11 mg/L de ion cloruro. Calcule cuál será el efecto sobre el cuerpo de aguas receptor.

La concentración en el cuerpo de aguas receptor aumentara de .1466 % a .545%

3. Conclusiones

Como se comentó en la bitácora, esta fue una práctica en la que no se pudo discutir ningún resultado, ya que todo fue muy exacto y no había resultados que fueran dudosos o dignos de discutir. Fue una práctica sencilla, pero son conocimientos que son importantes tener de memoria, sobre todo para los laboratoristas. Siempre tendremos que estar trabajando con soluciones, no importando en que rama de la Biotecnología se trabaje, por lo que nuestra recomendación es hacer la prácticas bien y con seriedad, ya que en los detalles están las diferencias de las personas que sobresalen. Estamos satisfechos ya que hicimos un buen trabajo con esta práctica.

4. Referencias


Problemas con gases y disoluciones. (2008, marzo 9). Retrieved from http://www.textoscientificos.com/node/993

Diluciones y mezclas (en linea). Recuperado el 9 de marzo del 2012 de http://www.slideshare.net/PacoCamarasaMenor/concentraciones-y-diluciones

Soluciones II mezclas y diluciones  (en linea). Recuperado el 9 de marzo del 2012 de http://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluoreciencia/capitulos_fluoreciencia/qexp_cap10.pdf