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LABORATORIO N°
UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA
FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL Y DE SISTEMAS
(FIIS)
PRÁCTICA DE LABORATORIO N°
CURSO: QUÍMICA I (BQU01-W)
PROFESORA: Susana Teresa Gomez Galvez
INTEGRANTES:
Bernaola Bendezú, Suanne Hazel
Jaramillo Castro Sheyla Ayelin
Cueva Mamani Cristhian Alberto
Taquiri Ingaroca Franklin Owen
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OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA
Parte A: Estudiar reacciones reversibles en equilibrio químico y analizar cómo se pueden controlar. Parte B: Determinar concentraciones de ácidos y bases mediante indicadores. Comprender conceptos como valoración y estandarización. Aplicar volumetría para determinar concentraciones de soluciones. Parte C: Analizar el funcionamiento de una celda galvánica. Observar el fenómeno de la corrosión del hierro. Identificar zonas anódicas y catódicas en procesos de oxidación- reducción. MARCO TEÓRICO Equilibrio Químico El equilibrio químico es un estado dinámico en el que las velocidades de la reacción directa e inversa son iguales, lo que resulta en concentraciones constantes de reactivos y productos en un sistema cerrado. La constante de equilibrio (𝐾𝑐) cuantifica esta relación y se calcula como: Un valor alto de Kc indica que los productos predominan en el equilibrio, mientras que un valor bajo sugiere que los reactivos son más abundantes.
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El equilibrio iónico se refiere al balance entre especies iónicas en solución. Los electrolitos, que pueden ser fuertes (totalmente ionizados) o débiles (parcialmente ionizados), desempeñan un papel clave en este proceso. o Ácidos y bases: Los conceptos de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis proporcionan diferentes enfoques para entender estos compuestos. Por ejemplo, según Brønsted-Lowry: Un ácido es un donador de protones (H+). Una base es un receptor de protones. La disociación de un ácido débil se representa como: Electroquímica La electroquímica estudia las reacciones químicas que implican transferencia de electrones, dividiéndose en:
- Celdas Galvánicas: Transforman energía química en energía eléctrica mediante reacciones redox espontáneas. Por ejemplo: o Oxidación en el ánodo: o Reducción en el cátodo: La diferencia de potencial estándar (ΔE°) entre los electrodos se relaciona con la espontaneidad de la reacción. La ecuación de Nernst ajusta este potencial en función de las concentraciones iónicas:
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donde Q es el cociente de reacción.
- Corrosión: Es un proceso electroquímico no deseado que deteriora los metales. Ocurre en presencia de agua y oxígeno, formando un sistema de mini-pilas en la superficie del metal. La corrosión puede prevenirse mediante recubrimientos protectores o el uso de ánodos de sacrificio. EXPERIMENTO Nº 1. − ESTUDIO DEL SISTEMA EN EQUILIBRIO ION CROMATO-ION DICROMATO En un tubo de ensayo vierta 3 mL de cromato de potasio K2CrO4, 0,1M En otro tubo 3 mL de dicromato de potasio, K2Cr2O7 0,1M. Observar el color de cada solución y anote. Estas soluciones servirán como fuente de los iones CrO4(ac)-2 y Cr2O7(ac)- En otros dos tubos de ensayo añada 5 gotas de cada solución Luego, añada gota a gota NaOH, 1M a cada uno de los tubos hasta que se observe un cambio de color en uno de los tubos Añadir esta vez gota a gota HCl, 1M a cada tubo. Anote los cambios de color observados. Añadir NaOH, 1M, gota a gota a uno de los tubos del paso (c) hasta observar algún cambio de color. Añadir HCl, 1M, gota a gota a de los tubos del paso (b) hasta observar algún cambio de color.
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EXPERIMENTO Nº 3.- PILA ELECTROQUÍMICA O CELDA GALVÁNICA
Materiales, Instrumentos y Reactivos:
- 4 vasos de 150 mL
- 1 tubo en U conteniendo solución saturada de KCl (puente salino).
- 1 barrita de Cu y 1 barrita de Zn
- Cables de conexión
- 1 voltímetro Soluciones:
- Cu(NO3)2, nitrato de cobre, 0.1M;
- Zn(NO3)2, nitrato de zinc, 0.1M; PROCEDIMIENTO: Lije las barritas de cobre y de zinc con papel lija, lávelas. Añada solución de nitrato de cobre (II), Cu(NO3)2, 0,1 M al vaso de 150 mL, hasta la mitad. Introduzca una barrita de cobre limpia en el vaso. Una el electrodo de cobre al terminal positivo del voltímetro con uno de los cables de conexión Añada solución de nitrato de cinc, Zn(NO3)2, 0,1M, al otro vaso de 150 mL Coloque una barrita de zinc limpia en el vaso; conecte el electrodo de zinc al otro terminal del voltímetro Encienda el voltímetro, mueva la perilla en el sector medición de Voltaje a corriente continua. Anote la lectura del voltaje de la celda galvánica en la posición indicada Introduzca los dos extremos del puente salino (tubo en U), conteniendo una disolución saturada de cloruro de potasio
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EXPERIMENTO Nº 4.- CORROSIÓN
Parte A.- CORROSIÓN Y EL EFECTO DE ESFUERZOS MECÁNICOS EN EL METAL Materiales, Instrumentos y Reactivos: 01 Caja Petri. 01 clavo de fierro doblado 01 clavo de fierro sin doblar. GEL INDICADOR a unos 40oC a 50oC: Gel (agar-agar) disuelto en solución salina NaCl acuosa, en el cual se ha añadido solución de Ferricianuro de Potasio K4Fe(CN)6 y de fenolftaleína. PROCEDIMIENTO: Parte B.- CORROSIÓN DE METALES: REACCIONES CON PARES. Materiales, Instrumentos y Reactivos: 03 cajas Petri. 03 clavos de fierro delgados 01 pedazo de alambre de cobre, Cu 01 cinta de magnesio, Mg 01 trozo de plomo, Pb Limpiar la superficie de los clavos, extender un pliego de papel periódico y pulir con ayuda de papel lija Luego eliminar las limaduras envolviéndolas en el pliego de pape En una placa Petri coloque un clavo de Fe doblado y un clavo delgado sin doblar. Sobre los clavos agregue Gel Indicador a unos 40°C a 50°C Procurar que los clavos queden completamente cubiertos y espere a que el gel se solidifique. Observe los cambios que ocurren y anote.
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V. Cuestionario IV. CUESTIONARIO- Parte A
- Registre el color de: a. Na2Cr2O7: Naranja b. Na2CrO4: Amarillo
- En cada caso registre el cambio de color/ o la cantidad de precipitado, conforme la cantidad del reactivo añadido aumenta: a. Na2Cr2O7 + HCl: No cambio evidente, mantiene el color naranja. b. Na2CrO4 + HCl: El color cambia de amarillo a naranja (formación de Cr₂O₇²⁻). c. Na2Cr2O7 + NaOH: El color cambia de naranja a amarillo (formación de CrO₄²⁻). d. Na2CrO4 + NaOH: No hay cambio evidente (se mantiene amarillo).
- Añadiendo iones H+ y moléculas de agua al miembro adecuado de la ecuación, balancear la ecuación:
- Añadiendo iones OHˉ y moléculas de agua al miembro adecuado de la reacción, balancear la ecuación:
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Cl ₂ 0.02^ +x^ 0.02+x Resolviendo esta ecuación obtienes x≈−0.013x ≈ -0.013x≈−0.013, por lo tanto: [PCl₅] ≈ 0.033 M [PCl₃] = [Cl₂] ≈ 0.007 M IV. CUESTIONARIO – PARTE B
- ¿Cómo determinaría si una solución es ácida o básica?
- ¿A qué llamamos pH y pOH?
- ¿Cuál será el pH de las siguientes concentraciones de [H+]: 10, 10-1, 10
− 2 M?
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- ¿Cuál es el pH de la solución desconocida “X” M HCl en el experimento No1? pH=–log (0.1)=
- ¿Cuántos moles de HCl contenía la muestra de solución de HCl en el matraz?? ¿Cuántas moles de NaOH se utilizaron en la experiencia No2? Utilice valores promedio, si realizó varias titulaciones. Determine la concentración molar desconocida de solución “y“ M de NaOH del Experimento No2. Moles de HCl = 0.1 M × 0.010 L = 0.001 mol Si el volumen promedio de NaOH fue, 12.5 mL:
- Escribir la forma de la constante de equilibrio para la reacción en solución acuosa entre ácido fórmico HCOOH y cianuro de sodio NaCN.
- El fosfato de calcio Ca3(PO4)2, tiene un producto de solubilidad Kps de 1.3 x 10–32. ¿Cuál es la concentración ion Ca 2 +¿ ¿ y cuál de ion PO 4 3 −¿ ¿ , respectivamente
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Valor teórico: 1.10 V Valor experimental (medido): 1.10 V El porcentaje de error es 0% , ya que el valor experimental coincide exactamente con el valor teórico esperado para la celda galvánica Zn(s)/Zn²⁺(0.1M) // Cu²⁺(0.1M)/Cu(s).
- ¿Qué ocurre con el voltaje de la pila: (Zn(s)/Zn++(1M) // Cu++(1M) /Cu(s) si en vez de tener Zn++(1M), utilizamos Zn++(4M)? Si [Zn²⁺] = 4M → el voltaje disminuye , ya que el equilibrio favorece a los productos.
- ¿Cuál es la finalidad del puente salino? ¿Qué tipo de sustancias se emplean en puente salino? Finalidad: Completar el circuito eléctrico y mantener la neutralidad eléctrica en cada semi-celda al permitir el flujo de iones. Prevenir la mezcla directa de las soluciones de las semi-celdas. Sustancias: Se emplean soluciones iónicas altamente solubles, como: KCl NaNO3_ Estas sustancias no reaccionan con los componentes del sistema y proporcionan iones móviles.
- Si tuviéramos la siguiente pila: Cu(s)/Cu++(1M) // Cu++(2M)/Cu(s) ¿Cuál sería el sentido de la corriente?
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La reacción ocurre hacia el electrodo con menor concentración de Cu 2 +¿ ¿ (1M) debido al principio de equilibrio. La corriente fluye desde el electrodo de (^) Cu^2 +¿^ ¿(2M) al de (^) Cu^2 +¿^ ¿(1M) a través del puente salino.
- Según los cambios observados en el Experimento No4 - parte A: Indique en que partes del clavo sin doblar y del clavo doblado, se ha producido más intensamente la corrosión. Explique. Clavo sin doblar: Corrosión más uniforme. Clavo doblado: Corrosión intensa en el recodo , donde hay más tensión (actúa como ánodo).
- En relación con cada uno de los cambios observados en el Experimento No4 - Parte B. cuál es el efecto sobre la corrosión del Fe, de cada una de las siguientes uniones, explique. a. Una unión de Fe con Cu b. Una unión de Fe con Mg c. Una unión de Fe con Al d. Una unión de Fe con Pb
- Busque una tabla de potenciales estándar de reducción y explique si es posible o no que ocurran cada una de las siguientes reacciones:
- Que el cobre Cu libere hidrógeno H2 tras reaccionar con ácido HCl.
- Que el cromo Cr reaccione con HCl y libere H2.
- Que el oro Au reaccione en medio ácido liberando hidrógeno H2.
- Que el cadmio Cd y el plomo Pb, desprendan H2, tras reaccionar con
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- Se comprobó experimentalmente que las reacciones reversibles pueden desplazarse hacia uno u otro lado del equilibrio mediante la adición de H⁺ o OH⁻, en concordancia con el Principio de Le Chatelier.
- Se identificaron visualmente los equilibrios entre iones CrO ₄ ² ⁻ (amarillo) y Cr ₂ O ₇ ² ⁻ (naranja) mediante cambios de color, evidenciando la sensibilidad del equilibrio al pH.
- El equilibrio químico se estableció al observar que, tras cierto punto, los cambios de color cesaban pese a la adición de reactivos, indicando igual velocidad de reacción directa e inversa. Parte B: Equilibrio iónico y reacciones ácido-base
- Se logró determinar la concentración de una base de concentración desconocida mediante titulación ácido-base , empleando fenolftaleína como indicador.
- Se comprendió el concepto de pH y pOH, así como su relación matemática, lo que permitió calcular la acidez o basicidad de una solución.
- Se aplicaron correctamente los principios de estequiometría para deducir concentraciones y moles en reacciones neutras. Parte C: Electroquímica y corrosión
- Se comprobó experimentalmente el funcionamiento de una celda galvánica , con flujo de electrones del Zn al Cu, confirmando la reacción redox esperada.
- El fenómeno de corrosión se explicó como un proceso electroquímico, donde distintas partes del mismo metal (o pares metálicos) actúan como ánodo y cátodo.
- Se identificaron zonas de mayor corrosión en puntos de tensión mecánica o al formar pares con metales más nobles.
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VI RECOMENDACIONES
- Verificar la limpieza del material de laboratorio antes de iniciar cada experimento, especialmente en titulaciones, para evitar errores por contaminación.
- En experimentos de colorimetría (como los de cromato/dicromato), es importante trabajar con buena iluminación y fondos blancos para distinguir mejor los cambios.
- Al realizar titulaciones, añadir el titulante lentamente cerca del punto de equivalencia para mejorar la precisión.
- En experimentos de electroquímica, asegurarse de que las conexiones eléctricas estén bien ajustadas y que el puente salino esté adecuadamente sumergido.
- Evitar el contacto directo con soluciones corrosivas (como HCl, NaOH o dicromatos) y seguir las normas de seguridad : uso de guantes, guardapolvo y manejo adecuado de residuos.
- En el estudio de corrosión, usar gel fresco y mantener temperatura adecuada del medio (40–50 °C) para que el indicador se distribuya uniformemente.
