HCL FRENTE Na2S2O3

HCL FRENTE Na2S2O3

INTRODUCCIÓN:

Una reacción química sucede cuando los reactivos (las sustancias que mezclas) se recombinan, o cambian la forma en que se estructuran de algún modo. Hoy queremos que pienses sobre cómo le afecta a la velocidad de reacción tener más o menos reactivo. La concentración es otra forma de indicar la cantidad de sustancia de una disolución.

            Cuando añadimos Na2S2O3 (tiosulfato de sodio) a HCl (ácido clorhídrico), la disolución, que  comienza siendo transparente, se enturbia hasta volverse opaca a causa de la formación de azufre:

Por lo tanto, si miramos algo a través de la disolución, tras un cierto tiempo, no seremos capaces de verlo, a causa

del azufre, y eso nos permite estimar la velocidad de reacción.

            Para explicar cómo afecta la concentración a la velocidad de reacción,  usamos la teoría de colisiones, que establece que, para que reaccionen, los reactivos deben chocar entre sí, de modo que cuantas más colisiones por segundo, más rápida es la reacción.

MATERIALES:

• Vaso de precipitados de 100 mL con disolución 0.25 M de tiosulfato de sodio
• Vaso de precipitados de 100 mL con disolución 0.10 M de ácido clorhídrico
• Matraz erlenmeyer de 100 mL
• Un papel cuadrado de 15 x 15 cm
• 2 probetas de 50 mL
• Regla
• Cronómetro
• Gafas de seguridad
• Rotulador

SEGURIDAD:

• Usa gafas de seguridad.

PROCEDIMIENTO:

1. Colócate las gafas de seguridad y no te las quites hasta que termines de trabajar con el ácido al final de la práctica.
2. Asegúrate de tener en la mesa todos los materiales de la lista anterior.
3. Dibuja con el rotulador una cruz claramente visible en el centro del papel y coloca el erlenmeyer encima.
4. Con ayuda de la probeta, mide 50 mL de Na2S2O3, y viértelos en el erlenmeyer.
5. CON LA OTRA PROBETA mide 10 mL de ácido y añade agua hasta 50 mL.
6. Añade el ácido al Erlenmeyer, AL MISMO TIEMPO que accionas el cronómetro.
7. Mira verticalmente a través del Erlenmeyer la cruz, y detén el cronómetro cuando dejes de verla.
8. Limpia el Erlenmeyer con agua y repite los pasos 4 a 7 usando 20, 30, 40 y 50 mL de HCl.
9. Limpia todo el material con agua y déjalo escurrir o en la mesa, donde diga el Profesor.
   
   
   

TABLA 1:

VOLUMEN DE HCL (ml)	TIEMPO DE REACIÓN (s)	INVERSO DEL TIEMPO (S-1)	CONCENTRACIÓN DE CLORHÍDRICO (mol/L)
10	93	0,011	0,02
20	60	0,017	O,04
30	48	0,021	0,06
40	24	0,041	0,08
50	18	0,066	0,1

GRÁFICA 1:

CÁLCULOS:

Las concentraciones de clorhídrico
El HCL vale: 0.1m         Fórmula: N/V
La N es la concentración por lo que vale el HCL/ La V es el volumen que en este caso es 50ml
1)                                  (HCL)10= N/V // 0.01*0.1/0.05= 0.02
2)                                  (HCL)20= N/V //0.02*0.1/0.05= 0.04
3)                                  (HCL) 30= N/V // 0.03*0.1/0.05= 0.06
4)                                  (HCL) 40= N/V // 0.04*0.1/0.05=0.08
5)                                  (HCL) 50= N/V // 0.05*0.1/0.05= 0.1

CONCLUSIÓN:

como conclusión tomamos que cuanta más cantidad de HCL, más rápida es la velocidad de reacción por lo tanto más rápido se forma el azufre.

EVALUACIÓN:

 Para empezar a evaluar y para mejorar nuestro método y la realización de nuestra práctica, debemos tener en cuenta el valor de R, el cual nos dice como de preciso es nuestro ajuste, por lo que sabiendo que este valor debe acercarse a uno, nosotros nos hemos quedado a tres décimas por debajo de dicho valor, teniendo en cuenta que nuestro valor de R ha sido 9,773.  Lo cual nos indica que los valores de nuestra práctica están cercanos a este número, pero hay distintos factores que deberíamos tener en cuenta que nos han impedido hallar la perfección y estos factores son: El derrame y desperdicio de líquido el cual nos ha podido afectar a la hora de hallar los resultados, para mejorarlo podríamos utilizar alguna clase de embudo colocado en la boca del matraz Erlenmeyer, para así no derramar líquido debido a que vertimos el HCL y Na2S2O3 en una superficie más grande como es el embudo.

En segundo lugar, teniendo en cuenta que el Na2S2O3 siempre se mantiene constante en su cantidad de 50 ml, queremos tener en todas las repeticiones la misma precisión. Para ello podríamos pesar y tarar la probeta para así añadir los 50 ml, siendo excesivamente precisos, y de esta manera poder saber el peso exacto de estos 50 ml de Na2S2O3 y cada vez que queramos medirlo, no tendremos que estar pendientes del menisco y de la barra de 50 ml en la probeta, sino que mediremos directamente el peso de dicha cantidad de Na2S2O3.

HCL FRENTE Na2S2O3

PRÁCTICA 05: Determinación de R

TÍTULO: Determinación de R

OBJETIVOS: Medir experimentalmente la constante de los gases R.

MATERIALES:

• Tubo graduado
• Tapón agujereado
• Alambre de cobre
• Magnesio
• Ácido clorhídrico comercial
• Termómetro
• Vaso de precipitados grande

SEGURIDAD:

• No usar lentillas al manejar el ácido.
• Usa gafas de seguridad y guantes para manejar el ácido.
• El ácido clorhídrico comercial es fumante (desprende vapores de HCl). Evitar inhalarlo. Si es preciso, manejarlo bajo campana de gases o en lugar bien ventilado.
• El ácido clorhídrico es corrosivo, en caso de contacto con la piel, lavar con agua abundante.

PROCEDIMIENTO:

1. Pesa uno de los trozos de magnesio en la balanza analítica. Si se aprecia signos de óxido (no está brillante y limpio), introducirlo brevemente en un poco de ácido clorhídrico:agua 1:1 para eliminarlo, enjuagarlo con agua y secarlo con papel antes de pesarlo.
2. Engánchalo al hilo de cobre.
3. Llena el vaso de precipitados grande con agua.
4. Vierte unos 2 mL de ácido clorhídrico concentrado en el tubo graduado.
5. Llénalo hasta arriba con agua, vertiendo ésta lentamente para evitar en lo posible la mezcla y difusión del clorhídrico concentrado, que, por su mayor densidad, permanecerá en el fondo del tubo.
6. Coloca el tapón agujereado al tubo, haciendo que el trozo de magnesio enganchado al hilo de cobre quede dentro  del tubo, y fijado por el tapón.
7. Invierte rápidamente el tubo e introdúcelo en el vaso de precipitados anteriormente llenado con agua.
8. Deja que la reacción transcurra: el gas liberado se acumula dentro del tubo, desplazando al agua, y posibilitando su medida.
9. Una vez terminada la reacción, nivel el tubo verticalmente para hacer que el nivel del agua dentro y fuera coincidan. En ese momento, anota el volumen marcado por el gas en el tubo. Anota también la temperatura del agua y la presión atmosférica, que coincide con la del gas del interior del tubo.
10. Los líquidos pueden tirarse por el desagüe.
11. Repite el experimento completo con otros dos trozos de magnesio.

TAREAS:

En esta práctica vamos a trabajar con la reacción química que se produce al juntar Magnesio (Mg) y Ácido Clorhídrico (HCl), gracias a ella podremos determinar nuestro valor de R (Constante de los gases).

Al juntar estos dos elementos, se produce una reacción química, donde queda como resultado Cloruro de Magnesio, produciendo a su vez Hidrógeno. Como podemos ver a continuación:

Mg+2HClàMgCl2+H2

Tabla1: Datos para completar la fórmula: PV= nRT

	P (mm Hg)	V (mL)	T (°C)	N (mol)
1	746,337	12,6	21	0,000539
2	746,337	13,3	21	0,000514
3	746,337	11,5	21	0,000456

	P (atm)	V (L)	T (K)	N (mol)	R
1	0,982	0,0126	294	0,000539	0,0781
2	0,982	0,0133	294	0,000514	0,0864
3	0,982	0,0115	294	0,000457	0,0841

Cálculos:

 Ejemplo:

Media y error de nuestro valor de R:

Nuestro valor de R: 0,083 ±0.04  atm×L/mol×K (No me deja ponerlo en forma de fracción)
Este es nuestro valor de R y su error. 

Comparación con el valor real:

0,083-0,082= 0,001 

Si comparamos nuestro valor de R con el real, podemos observar como el error se encuentra en las milésimas. Concretamente estos dos valores se diferencian en una milésima. 

Evaluación:

Hemos encontrado varias posibles fuentes de error, sobre todo a la hora de tener que obtener los datos:

Problema	Posible solución
El termómetro que hemos usado no era muy preciso, dejando a un lado que a la hora de mirarlo era complicado coincidir con la temperatura exacta, cada vez que lo movíamos o lo sacábamos nos daba un valor diferente entre 20 y 23 ºC. Al final mientras que estábamos haciendo los cálculos miramos que temperatura marcaba y nos salió 21ºC, este fue el dato que utilizamos en los cálculos, lo pusimos en todos los intentos, ya que el agua venía del mismo sitio y había estado expuesta a las mismas condiciones. Este punto también puede afectar a la hora de hallar la presión, ya que había que restarle a esta la presión que ejercía el vapor de agua a la temperatura a la que se encontrase. De esta manera si no tenemos un dato preciso de la temperatura, tampoco lo tendríamos de la presión de vapor de agua, afectando así también al valor final de la presión.	Si queremos obtener una temperatura más precisa, solo nos hace falta usar un termómetro más preciso. Por ejemplo uno digital. Donde se puede mirar directamente la temperatura, eliminando así la posibilidad de error en la persona que mira que temperatura marca.
También hemos encontrado problema a la hora de medir el volumen que ocupaba el Hidrógeno, ya que al tener que igualar la probeta con el nivel del agua, teníamos que mirar que marcaba a través del cristal del vaso de precipitado. De esta manera no se podía ver claro la cantidad de volumen marcada, y si para verlo lo movías del  nivel de agua, la cantidad variaba.	Pensamos que para evitar este problema se podía utilizar un vaso de precipitado un poco más chico de manera que a la hora de verlo, el nivel del agua este al filo de este y la cantidad marcada se pueda observar desde arriba, es decir, sin mirarlo a través del cristal.
Por último, podemos encontrar problemas a la hora de hacer los cálculos, ya que hay muchos decimales y es muy difícil encontrar el valor justo.	Nosotros hemos intentado que los valores sean lo más precisos posibles, incluyendo cada decimal. Pero de todas formas este punto es muy difícil de conseguirlo perfecto, ya que siempre estará presente el error humano. Y aunque se incluyan los decimales y la calculadora siempre puede haber algún error.

REFERENCIAS:

(2016). Retrieved 20 November 2016, from http://www.vaxasoftware.com/doc_edu/qui/pvh2o.pdf

PRÁCTICA 04: Leyes de los gases I

TÍTULO: Leyes de los gases I

OBJETIVOS: Obtener la expresión matemática de una de las leyes de los gases ideales.

MATERIALES:

• Aparato ad hoc

SEGURIDAD:

• Usa gafas de seguridad.

PROCEDIMIENTO:

1. Con la válvula abierta, desplaza el émbolo a una posición intermedia.
2. Cierra la válvula.
3. Toma medidas de presión y volumen tanto aumentando como disminuyendo el volumen.

¿Se cambia el procedimiento?

TAREAS:

Tabla: (título)

mL	Presión manométrica(bar)	Presión (bar)
60	0,1	1,113
50	0,2	1,213
40	0,4	1,413
35	0,6	1,613
30	0,8	1,813
20	1,4	2,413
15	2	3,013
10	2,8	3,813

Gráfica:

CONCLUSIÓN:

Podemos concluir lo siguiente: tanto los datos de la tabla, como la representación gráfica, corresponden a la Ley de Boyle de los gases ideales, descubierta en 1662. Edme Mariotte también llegó a la conclusión que Boyle pero no publicó sus trabajos hasta 1676. Por ello en algunos sitios se encuentra esta ley como: Ley de Boyle-Mariotte. Esta ley relaciona el volumen y la presión de una cantidad de gas a una temperatura constante. Concluyendo que: la presión y el volumen son inversamente proporcionales. Si la presión aumenta, el volumen disminuye y si la presión disminuye, el volumen aumenta.

“La ley de Boyle establece que a temperatura constante, la presión de una cantidad fija de gas es inversamente proporcional al volumen que ocupa.”

Con este experimento hemos podido comprobar que esta ley se cumple y que los resultados son los correctos, dado que si buscas la gráfica que representa esta ley, aparece un gráfico muy parecido al que nos ha salido a nosotros. Marcando así la misma tendencia y por tanto validando la ley.

EVALUACIÓN: 

Problema	Posible solución
Uno de los problemas que encontramos fue el de medir cual era la presión de los volúmenes de aire más pequeños, como era el caso de 10mL, 20mL e incluso con 30mL. Ya que al concentrar en esas cantidades el mismo aire que había previamente en 60mL, había que ejercer mucha más fuerza para poder llegar a la cantidad exacta. Lo que podría haber llevado a que mientras que otro compañero mirase la presión, la persona que estuviese ejerciendo la fuerza moviese un poco la cantidad indicada, (estando cansado o ejerciendo más fuerza) y con ella la presión indicada haciendo que esta variase, por lo tanto variando el resultado.	En vez de que una persona tuviese que ejercer la fuerza, ya que hemos visto que es poco exacto, podríamos hacer que una máquina lo hiciese, ya que de esta forma sería más preciso, ejerciendo la misma fuerza y pudiendo controlar el sitio exacto donde había que medir la presión. (Una especie de máquina aplastadora).
Otro de los problemas que podría llevar a variar el resultado sería el siguiente: cuando ejercíamos fuerza indicando la cantidad de volumen necesario, veíamos que al mirar la presión, esta descendía un poco. Creemos que es debido a que al estar unido el manómetro a la jeringuilla, debido a esa unión se podría estar escapando un poco de aire, haciendo así que varíe la presión, ya que hay menos cantidad de aire dentro de la jeringa.	Podríamos hacer unas cuantas pruebas más y si verificamos que es cierto, y que no tiene nada que ver con el 1º problema, se podría mejorar esa unión, teniendo especialmente cuidado de que no haya ninguna fuga por la que pueda escaparse el aire.

BIBLIOGRAFÍA:

leyes_volumetricas_materia. (2016). Fisicayquimicaenflash.es. Retrieved 27 October 2016, from http://fisicayquimicaenflash.es/mol_calculoq/gases_ideales.htm

Ley de Boyle. (2016). Servicios.encb.ipn.mx. Retrieved 27 October 2016, from http://servicios.encb.ipn.mx/polilibros/fisicoquimica/gases/Ley%20Boyle.htm