Laboratorio químico

CURSO 2002/2003 INGENIERIA TÉCNICA INDUSTRIAL 1º − A Electricidad Clara Garrote López. ÍNDICE PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES 3 RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN QUÍMICA 10 CALOR DE REACCIÓN 13 DETERMINACIÓN DE COBRE EN UNA ALEACIÓN 17 ÁCIDOS FUERTES Y DÉBILES 20 ELECTRODEPOSICIÓN 25 ELECTRÓLISIS 29 REACCIONES REDOX 1

35 DESTILACIÓN 38 POLÍMEROS 41 APÉNDICE 45 PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES. 1_Conocimientos teóricos necesarios para la realización de la practica: −Concepto de disolución Definiremos disolución como aquella mezcla homogénea que resulta de la interposición de dos o más sustancias cuyas proporciones son variables. A cada una de estas partes se les denomina soluto y disolvente. Se suele definir soluto como aquella parte de la disolución que se encuentra en menos proporción y disolvente como aquella sustancia que se encuentra en mayor proporción frente a las otras sustancias que intervendrán en la reacción. Distinguimos una serie de disoluciones atendiendo al soluto especto al disolvente: diluidas(poca cantidad de soluto respecto al disolvente), concentrada( proporción de soluto grande respecto al disolvente) y sobresaturada( cuando la cantidad de soluto es mayor que la que admite el disolvente) −Concepto de concentración La concentración es la relación existente entre las cantidades de soluto y disolvente. − Diferentes formas de expresión de la concentración de una disolución. MOLARIDAD, (M) : Es el número de moles de soluto en 1 L de disolución. Molalidad (m) : Es el número de moles de soluto en 1 Kg de disolvente. RIQUEZA EN MASA ( % = m / m ): Son los gramos del soluto por 100 gramos de sisolución. GRAMOS POR LITRO FRACCIÓN MOLAR del soluto : es la relación entre los moles de soluto y los moles totales 2_Objetivos: −Realizar los cálculos numéricos necesarios para preparar disoluciones de determinadas concentraciones a partir de los reactivos comerciales o por disolución de una disolución más concentrada.

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−Predecir la concentración de un nuevo soluto en disolución al mezclar dos disoluciones de solutos que reaccionen entre sí. −Determinar experimentalmente la concentración de una especie química en disolución. −Adquirir destreza en el empleo del material volumétrico necesario para la preparación de disoluciones. 3_Material necesario: −2 matraces aforados de 100 ml −2 vasos de precipitados −2 matraces aforados de 50 ml −1 frasco lavados −2 probetas graduadas de 100 ml −2 pipetas de 10 ml graduadas −1 varilla de vidrio −3 pipetas de 25 ml graduadas −1 espátula −1 pipeta de 1 ml −1 bureta de 25 ml −1 aspirador de pipeteado −1 matraz erlenmeyer de 100 ml 4_Reactivos: −Ácido nítrico comercial (HNO3, 60%) −Hidróxido sódico, NaOH (P A) −Disolución de HCl 0.05 M 5_Procedimiento: A)Preparación de disoluciones a partir de los reactivos comerciales: a) A partir de un reactivo comercial en estado sólido de riqueza 100% Problema: Calcule la cantidad de soluto(expresada en gramos),hidróxido sódico, necesaria para preparar 100 ml de disolución de concentración 2 M. Sabiendo que se dispone en el laboratorio del siguiente reactivo: lentejas de hidróxido sódico se considera de riqueza 100%) (reactivo sólido). Procedimiento: 1_Se pesa la cantidad de soluto calculada en un vaso de precipitados en la balanza analítica de precisión. Se deberá realizar la adición o sustracción de sustancia con el vaso fuera del platillo de la balanza. 2_Se le añade una pequeña cantidad de agua destilada a dicho vaso y se agita hasta la completa disolución del soluto. 3_Se pasa la disolución a un matraz aforado de 100 ml. 3

4_Se añade con el vaso suficiente agua destilada hasta enrasar el matraz y finalmente se enrasa con ayuda de la pipeta. Resolución teórica: NaOH (23+16+1)gr/mol = 40 gr/mol; ¿Cuántos gramos hay en una disolución 2 M de la cual tomamos 100 ml? Sabiendo la molaridad (2 M) y el volumen (100 ml = 0.1 L ),hallamos: M = n / V−−−−−−n = M x V = 2 mol/L x 0,1L = 0,2 moles de NaOH Ahora que sabemos el número de moles (0,2 mol) podemos hallar los gramos de soluto (gramos de NaOH): n = gr NaOH / peso molecular NaOH ; gr NaOH = 0,2 mol x 40gr/mol = 8 gr NaOH b)A parir de un reactivo comercial en estado líquido de riqueza y densidad conocidas. Problema: Calcule la cantidad de soluto (expresada en volumen), ácido nítrico (trioxonitrato(V) de hidrógeno), necesaria para prepara 100 ml de disolución de concentración 2 m. Sabiendo que se dispone en el laboratorio de los siguientes reactivos: Ácido nítrico comercial del 60% de riqueza en masa y densidad 1,38 g/ml (reactivo líquido). Procedimiento: 1_En un matraz aforado de 100 ml se echa agua destilada, con el frasco lavador, aproximadamente hasta la mitad. 2_En la campana de extracción, se mide con la probeta el volumen de reactivo necesario y se agrega muy lentamente sobre el agua contenida en el matraz (se lava la probeta con un poco de agua destilada arrastrando los restos de reactivo al matraz). 3_Se añade agua destilada, hasta casi enrasa el matraz aforado. Se completa el enrase de la disolución como en el caso anterior. Resolución teórica: Tenemos HNO3 del 60% y d = 1,38 g/ml en disolución 2 M y 100 ml, hallamos el volumen: Conociendo la molaridad (2 M) y el volumen (100 ml), hallamos el numero de moles del HNO3: M = n / V ;2 mol/L = n / 0.1 L = 0,2 mol Calculando el peso molecular del HNO3 (16 x 3 + 1+14) podemos conocer los gramos puros de HNO3: n = g puros de HNO3 / Peso molecular ; g puros = 0,2mol x (16x3+1+14)g/mol = 12,6 gr puros de HNO3. Sabiendo que 100 g de HNO3 −−−−−−−−−−− 60 g de HNO3 puros x −−−−−−−−−−− 12,6 g de HNO3 puros 4

x resulta 21g de HNO3 Si densidad (d) es unidad de masa (m) partido de volumen (V): d = m / V−−−−−−−−−−V = m / d = 21 g HNO3 / (1,38g/ml x 1000ml/L ) = 0.015 L B)Preparación de disoluciones por disolución de otras más concentradas. a)Preparación de una disolución de NaOH a partir de otra más concentrada. Problema: Calcule qué volumen de disolución 2 M de NaOH se necesita para preparar 50ml de una disolución 0,4M de NaOH. Procedimiento: 1_Una alícuota de la disolución de NaOH se pasa a un vaso de precipitados, de donde de toma mediante pipeta el volumen calculado en el problema y se lleva al matraz de 50ml. 2_Se enrasa el matraz con agua destilada. Resolución teórica: Tenemos que hallar el volumen de una disolución 2 M de NaOH si tenemos otra disolución NaOH 0,4M 50ml Sabiendo que la molaridad (M) es igual al número de moles (n) entre el volumen (V), podemos hallar saber el numero de moles de NaOH 0,4M y como el número de moles no varia, posteriormente hallaremos el volumen pedido de la disolución NaOH 2M.(Dato, peso molecular del NaOH = (23+16+1)g/mol)). M = n / V−−−−−−−−−−n = 0,050L x 0,4 mol/L = 0,02 mol NaOH 0,4M M = n/ V−−−−−−−−−−−V = 0,02mol / 2mol/L = 0,01 L de NaOH 2M b)Preparación de una disolución de HNO3 a partir de otra más concentrada. Problema: Calcule qué volumen de disolución 2 M de HNO3 se necesita para preparar 50ml de una disolución 0,3M de HNO3. Procedimiento: 1_Una alícuota de la disolución 2M de HNO3 se pasa a un vaso de precipitados, de donde se toma, mediante una pipeta, el volumen calculado e el problema y se lleva al matraz de 50ml. 2_Se enrasa el matraz con agua destilada. Resolución teórica: Calcularemos primero el número de moles (n) del HNO3 0,3M 50ml, posteriormente con esos moles hallaremos el volumen (V) del HNO3 2M. 5

M = n / V−−−−−−−−−−n = 0,3 mol/L x 0,050L = 0.015 mol HNO3 0,3M M = N / V−−−−−−−−−V = 0,015 mol HNO3 / 2 mol HNO3/L = 0,075 L C)Predicción de la cantidad y concentración del nuevo soluto formado al mezclar dos disoluciones. Problema: Se mezclan 25 ml de la disolución 0,4M de NaOH y 25ml de la disolución 0,3M de HNO3. −Escriba la reacción química que tiene lugar. −Prediga si las dos especies químicas se consumen totalmente o si alguna actúa como reactivo limitante. En caso afirmativo especifique qué especie química actúa como reactivo limitante y cuál está en exceso. Tenemos 25ml 0.4M de NaOH y 25ml 0.3M de HNO3 para saber la concentración y los gramos del NaNO3. Sabiendo que M = n / V: n = 0,4M x 0,0025L = 0,01 mol NaOH n = 0,3M x 0,0025L = 0,0075 mol HNO3; resulta el reactivo limitante por limitar la reacción a 0,075 moles, quedando el NaOH en un exceso de: 0,01−0,0075 = 0,0025 moles de NaOH no intervienen en la reacción. −Calcule la cantidad de NaNO3 que se forma y su concentración en la nueva disolución, expresada en molaridad y el g/L.(considere los volúmenes aditivos). El peso molecular del NaNO3 resulta: 23+14+16x3 = 85 g/mol Si pasamos los moles obtenidos en el primer apartado a gramos, obtenemos: 0,0075 mol NaNO3 x 85 g NaNO3/mol = 0,6375 g NaNO3 Para saber su concentracion no tenemos más que dividir los moles entre el volumen: [NaNO3] = 0,6375g / 0,05L = 12,75 g/L Para expresar la concentración en molaridad solo tendremos que pasar los g/L a mol/L, de la siguiente manera: M = 12,75g/L / 85 g/mol = 0,15 M −Calcule la cantidad de reactivo que hay en exceso y exprese su concentración en molaridad. La cantidad en exceso del reactivo NaOH son 0.0025mol (hallado con anterioridad) y su molaridad será: M = n / V−−−−−−−−−M = 0,0025 mol / 0,025 L = 0,1 M Procedimiento: 1_Mediante una pipeta de miden 25 ml de la disolución 0,4M de NaOH y se llevan a un vaso de precipitados.

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2_Mediante una pipeta se miden 25ml de la disolución 0,3M de HNO3 y se incorporan al mismo vaso de precipitados. 3_Se agita para favorecer la reacción química. D)Determinación de la concentración de una especie química en disolución. Determinación de la concentración de NaOH en la última disolución preparada por mezcla de los disoluciones(apartado C). Procedimiento: 1_Se llena la bureta con la disolución de ácido clorhídrico de concentración 0,05 M 2_Se pipetean 15 ml de la disolución problema (la disolución obtenida en el apartado C) y se llevan a un matraz erlenmeyer de 100 ml. Se le añaden 5−10 gotas del indicador fenolftaleina. Tomando la disolución un color rosa. 3_Se comienza la valoración hasta cambio de color de la disolución de rosa a incolora. 4_Se anota el volumen consumido. 5_Se repite tres veces y se halla el valor medio. Problema: Conocido el volumen de disolución de HCl 0,05M consumido en la valoración, halle la concentración de NaOH en disolución, expresada en molaridad y compruebe si este valor coincide con el calculado teóricamente. Resolución teórica: Conociendo la molaridad, 0,05M y el volumen 20,6ml de HCl podemos hallar el numero de moles(n): M = n / V−−−−−−−−−−−−−n = 0,05 mol/L x 20,6 . 10−3L = 1,03 . 10 −3mol HCl Partiendo de que la relación de los reactivos es 1:1 tendremos los mismos moles de HCl como de NaOH, tendremos 0,00103 mol de NaOH. Según esto la molaridad de este será, (teniendo en cuenta que el volumen obtenido en el laboratorio es 0,10L): M = n / V−−−−−−−−−−−−−−M = 0.00103 mol / 0.010L = 0.103 M TABLA RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN QUÍMICA 1_Fundamento. El rendimiento teórico de una reacción química es la máxima cantidad de producto que se puede obtener a partir de una cantidad determinada de reactivo. Sin embargo, en la práctica se producen pérdidas y el rendimiento real de una reacción química es la cantidad de producto que se obtiene, siendo inferior a la 7

esperada teóricamente. El rendimiento de una reacción química se expresa en porcentaje mediante la relación existente entre ambas cantidades: % de rendimiento = (rendimiento real /rendimiento teórico) x 100 2_Material necesario. −2 vasos de precipitados de 200ml

−1 vidrio de reloj

−2 tubos de ensayo

− frasco lavador

−2 varillas de vidrio

−1 trompa de agua

−1 termómetro

− 1 embudo Büchner

−1 espátula

−tijeras y papel de filtro

−Placa calefactora

−1 matraz kitasato

3_Reactivos. −cloruro de calcio 2−hidrato (CaCl2−2H2O) −Carbonato de sodio 10−hidratado(Na2CO3−10H2O) −Disolución de AgNO3 (concentración 4,1 g/L) −Disolución de ácido clorhídrico, HCl, de concentración 0,2 M 4_Objetivos. −Determinar experimentalmente el rendimiento real de una reacción química. −Adquirir destreza en el manejo de las técnicas que permiten aislar un precipitado de su disolución de origen por medio de una filtración a vacío. 5_Problema. Dada la siguiente reacción química: Prediga cuál de las especies químicas actuará como reactivo limitante, si se parte de las siguientes cantidades: 4,0 gramos de CaCl2−2H2O y 10.0 gramos de Na2CO3−10H2O. Calcule la cantidad teórica de CaCO3 que se espera obtener al provocar la reacción entre los 4,0 gramos de CaCl2−2H2O y los 10,0 gramos de Na2CO3−10H2O, y calcúlese el rendimiento teórico de la reacción. 6_Procedimiento. −En un vaso de precipitados se pesan 4,0 0,2 gramos de cloruro de calcio CaCl2.2H2O, y se disuelven en agua (25−50 mililitros). 8

−En un segundo vaso de precipitados se pesan 10,00,2 gramos de carbonato sódico, Na2CO3.10H2O , disolviéndose en la menor cantidad de agua posible (50−100 mililitros) −Se calienta la disolución de cloruro de calcio hasta 50 oC y en ese momento se procede a mezclar ambas disoluciones. −Se recortan dos hojas de papel de filtro para colocar en el embudo Büchner, se pesan dichos filtros y un vidrio de reloj etiquetado, obteniéndose un valor P. −Se prepara el embudo Büchner y el kitasato y se filtra a vacío ya frío para separa el carbonato cálcico precipitado. Se lava repetidas veces el precipitado con agua destilada y se ensayan periódicamente muestras del líquido que gotea del embudo Büchner hasta que no se observe turbidez periódicamente muestras del líquido que gotea del embudo Büchner hasta que no se observe turbidez al añadir unas gotas de nitrato de plata. −Se recoge el precipitado formado con los papeles de filtro y se deposita sobre el vidrio de reloj anteriormente utilizado. Todo el sistema precipitado, papeles de filtro y vidrio de reloj, se seca en la estufa a 100−110 oC durante una hora. Finalmente se pesa el citado sistema, al resultado obtenido se llama P`. Halle la cantidad de CaCO3 separado. − A partir de la cantidad de CaCO3 obtenida experimentalmente calcule el rendimiento de la reacción química expresado en porcentaje. 7_Limpieza del material de vidrio. El material de vidrio en contacto con el carbonato de calcio se limpia con disolución de HCl, según la reacción: ya que el CaCl2 es soluble en H2O, y se enjuaga con agua del grifo. El resto del material de vidrio se lava como normalmente. 8_Resolución teórica. Sabiendo que el peso molecular del CaCl2.2H2O = 147 g/mol y el peso molecular del Na2CO3.10H2O = 286 g/mol Tenemos 4 gramos de CaCl2.2H2O por cada 100g de CaCO3,en 4g tendremos 2,72g de CaCO3 (4g CaCl2.2H2O x 100g CaCO3/ 147 g CaCl2.2H2O) Resultando el CaCl2 el reactivo limitante quedando el Na2CO3 en exceso. Los gramos teóricos son 2,72 y los reales 2,610(gramos secados en la estufa del laboratorio y recogidos posteriormente) Así, obtendremos un rendimiento: ( 2,61g / 2,72g ) x 100 = 95,9% CALOR DE REACCIÓN 1_Fundamento. 9

EL contenido energético de los productos de una reacción química es diferente al de los reactivos por lo que este excedente energético se pondrá de manifiesto y en juego en transcurso de la reacción. Cada molécula tiene un valor característico de energía el cual dependerá principalmente de los enlaces existentes entre los átomos de cada molécula. Dependiendo de si disminuye o aumenta la energía interna, se producirá un desprendimiento o absorción de energía, fenómeno que se puede manifestar en forma de energía luminosa, eléctrica o mecánica, aunque normalmente se produce en forma de calor. El calor absorbido o desprendido es lo que llamaremos calor de reacción. El calor de reacción tiene un valor característico para cada una de las reacciones que se llevan a cabo. Podemos clasificar las reacciones, según hayan desprendido, exotérmicas, o absorbido , endotérmicas, calor. Este tipo de reacciones están estudiadas por una parte de la química que se denomina termodinámica y más concretamente por la temoquímica que es aquella parte que estudia la energía calorífica que acompaña a una reacción química. 2_Objetivo. Determinar el valor de la entalpía para las reacciones de disoluciones de sólidos solubles. Se utilizará un matraz erlenmeyer como calorímetro y sencillo y se considerará que el calor desprendido en la disolución acuosa y la del vidrio del matraz, despreciándose otras pérdidas al exterior. 3_Material necesario. −2 matraces erlenmeyer de 100 ml −1 vidrio de reloj .1 espátula − termómetro −1 frasco lavador −1 probeta de 100 ml 4_Reactivos. −Hidróxido sódico, NaOH −Nitrato potásico, KNO3 (trioxonitrato (V) de potasio) 5_Procedimiento y cálculos. A)Determinación de la entalpía (H) de la reacción de disolución del hidróxido sódico, NaOH. H? Para ello se preparará una disolución de concentración 1 M siguiendo las instrucciones del procedimiento para obtener los datos que nos permitan calcular el valor de la entalpía.

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Procedimiento: a) Se pesa el erlenmeyer limpio y seco, m(vidrio) b) Se miden con la probeta 50 ml de agua fría, m(agua) = 50 g, y se vierten en el erlenmeyer, agitando cuidadosamente con el termómetro hasta alcanzar una temperatura constante y se mide esta, t1. c)Se pesa, en un vidrio de reloj, una cantidad de NaOH (s), m(NaOH). d)Se añade el NaOH (s) al agua contenida en el erlenmeyer, agitando hasta que se disuelva todo el NaOH. Se introduce un termómetro y se anota la temperatura máxima alcanzada, t2. −Como el hidróxido sódico es higroscópico, tanto la disolución como la medida de la temperatura deben realizarse con rapidez. Problema: a)Escriba la reacción de disolución del NaOH b)Calcule que se intercambia el preparar la disolución 1 M de NaOH Qcalorímetro = m(vidrio) x Ce (vidrio) x (t2−t1) + m(disolución) x Ce (disolución) x (t2−t1) c)Exprese el valor del H de la reacción hallado en cal/mol. DATOS: Ce(vidrio) = 0.20 cal /g 0C Ce(disolución) = 0.94 cal/ g 0C m(vidrio) = m(erlenmeyer) m(disolución) = m(NaOH) + m (agua) t1 = temperatura inicial t2 = temperatura final Resolución teórica: H? −Pesamos 46,35 g el erlenmeyer −Medimos t1 = 20 oC −Cogemos 1,94g de NaOH(s) −Diluimos en agua y medimos t2 = 30 oC −Obtenemos el calor para 1 mol según la expresión: Qcalorímetro = m(vidrio) x Ce (vidrio) x (t2−t1) + m(disolución) x Ce (disolución) x (t2−t1) Qcalorímetro = 46,35 g x 0,2 cal/g 0C x (30−20) 0C + (1,94+50)g x 0,94 cal/g 0C x (30−20)0C Qcalorímetro = 580,93 cal Si 580,93cal son las calorías absorbidas por un mol de la disolución el cual pesa (23+16+1) 40g, entonces: 11

40g x 580,93cal / 1,94 g = 11978 cal Sabiendo que Qcalorímetro = − Qreacción tenemos: Qreacción = −11978 cal/mol B)Determinación de la entalpía (H)de la reacción de disolución del nitrato potásico, KNO3 (trioxonitrato (V) de potasio). Procedimiento: a) Se pesa el erlenmeyer limpio y seco, m(vidrio) b) Se miden con la probeta 50 l de agua fría, m(agua) = 50g, y se vierten en el erlenmeyer, agitando cuidadosamente con el termómetro hasta alcanzar una temperatura constante y se mide esta, t1. c)Se pesa, en un vidrio de reloj, una cantidad de KNO3 (s), m(KNO3). d)Se añade el KNO3 (s) al agua contenida en el erlenmeyer, agitando hasta que se disuelva todo el KNO3. Se introduce un termómetro y se anota la temperatura máxima alcanzada, t2. −Como el hidróxido sódico es higroscópico, tanto la disolución como la medida de la temperatura deben realizarse con rapidez. Problema: a)Escriba la reacción de disolución del KNO3 b)Calcule que se intercambia el preparar la disolución 1M de KNO3 Qcalorímetro = m(vidrio) x Ce (vidrio) x (t2−t1) + m(disolución) x Ce (disolución) x (t2−t1) c)Exprese el valor del H de la reacción hallado en cal/mol. DATOS: Ce(vidrio) = 0,20 cal /g 0C Ce(disolución) = 0,94 cal/ g 0C mvidrio) = m(erlenmeyer) m(disolución) = m(KNO3) + m (agua) t1 = temperatura inicial t2 = temperatura final Resolución teórica: −Pesamos 46,35 g el erlenmeyer −Medimos t1 = 20oC −Cogemos 5,00g de KNO3(s) −Diluimos en agua y medimos t2 = 15oC −Obtenemos el calor para 1 mol según la expresión:

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Qcalorímetro = m(vidrio) x Ce (vidrio) x (t2−t1) + m(disolución) x Ce (disolución) x (t2−t1) Qcalorímetro = 46,35 g x 0,2 cal/g oC x (5−20)oC (5+50)g x 0,94 cal/goC x (15−20)oC Qcalorímetro = −104 cal Si −104cal son las calorías absorbidas por un mol de la disolución el cual pesa (39+14+16x3) 101g, entonces: 101g x (−104cal / 5g) = −2100,8 cal Sabiendo que Qcalorímetro = − Qreacción tenemos: Qreacción = 2100,8 cal DETERMINACIÓN DE COBRE EN UNA ALEACIÓN 1_Objetivo. Determinar la riqueza de un hilo de cobre, mediante volumetría. 2_Material. −1 frasco lavador −1 bureta de 25 ml −1 pipeta de 5 ml −1 base soporte −1 vaso de precipitados de 50 ml −1 varilla de soporte −1 probeta de 25 ml −1 portaburetas −1 probeta de 100ml −1 matraces erlenmeyer de 200ml 3−Muestra y reactivos. −Hilo de cobre −Ácido nítrico, HNO3 25% (trioxonitrato(V) de hidrógeno) −Nitrito sódico, NaNO2 (dioxonitrati (III) de sodio) −Hidróxido amónico (NH4OH) 1M −Disolución AEDT 0,01 M (ácido etilendiaminotetraacético) −Mezcla homogénea murexida /NaCl (1/100) 4_Procedimiento y cálculos. Problema:

Halle experimentalmente la riqueza en cobre de la muestra problema. 13

Procedimiento: a)Se pesan 0,20 gramos de la muestra en un vaso de precipitados. Mediante una probeta se miden 10ml de HNO3 25% y se añaden a la muestra para disolverla. Para acelerar este proceso, en la campana de extracción se añade una punta de espátula de NaNO2. La disolución del cobre es: b)Cuando la muestra esté completamente disuelta, se transfiere su contenido a un matraz aforado de 100 ml y se completa el volumen hasta el enrase con agua destilada (si la muestra está turbia es necesario filtrarla previamente) c)Se toma una alícuota de 5ml de la disolución de cobre por medio de una pipeta y se transfiere a un erlenmeyer, se incorporan 40ml de agua destilada, y se añaden unas gotas de disolución de hidróxido amónico 1M (unas 10 gotas) d)Como indicador se adiciona una punta de espátula de murexida e)Se valora inmediatamente con la disolución patrón de ADET 0,01M hasta viraje del amarillo al púrpura. Anote el volumen de disolución de AEDT consumido. f)Se lava el erlenmeyer y se enjuaga con agua destilada, repitiendo el procedimiento anteriormente indicado hasta obtener al menos, cuatro valores concordantes de volumen de disolución de AEDT gastado. Resolución del problema: Si la reacción tiene lugar entre el AEDT (YH) el cobre en disolución durante la valoración es Y sabiendo que han de reaccionar V ml de la disolución de AEDT 0,01Mvolumen medio determinado experimentalmente) con el cobre disuelto en la alícuota de 5ml. Calcule: −El número de moles de cobre existentes en los 5ml de disolución. Experimentalmente obtuvimos los siguientes volúmenes: V1 = 19,6 ml, V2 = 19,3 ml, V3 = 19,0 ml, resultando el volumen medio 19,02 ml Teniendo 5ml 0,01M resulta: M = n / V ; n = 0,01mol/ml x 5 . 10−3ml = 1,902 .10−4 mol disolución −El número de moles y los gramos de cobre en los 100ml de la disolución inicial. Si tenemos en 5 ml de disolución, 1,92 .10−4mol de Cu,en 100ml de disolución tendremos 3,84.10−3 mol Cu puros(100ml x1,92 .10−4 mol / 5ml) Transformaremos los moles en gramos, conociendo el peso molecular (63 g/mol), según la expresión: −La riqueza de la muestra. (0.20 g teóricos / 0.24experimentales) x 100 = 83,33%

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ÁCIDOS FUERTES Y DÉBILES 1_Objetivos. −Diferenciar un ácido fuerte de un ácido débil. Sabemos que una sustancia puede tener carácter más o menos ácido, así un ácido es tanto más fuerte cuanto más capacidad tiene para poner a disposición iones H+ Por otra parte, sabemos que un ácido se disocia, en general, según: Esta disociación puede considerarse un caso particular del equilibrio químico, por lo que cuanto más desplazado esté dicho equilibrio hacia la derecha, más iones H+ habrá en disolución, es decir, más fuerte será el ácido. −Explicar las variaciones de pH de una disolución. La variación del pH es proporcional a la concentración de la disolución considerada: PH = −log [XxYy] Dependiendo del resultado, la disolución será ácida, básica o neutra: pH < 7 ácida pH = 7 neutra pH > 7 básica 2_Material necesario. −3 matraces erlenmeyer de 100ml −3 probetas de 100ml −1 pipeta de ml −1 pH−metro 3_Reactivos. −Disolución de ácido nítrico HNO3 0,10M −Disolución de ácido acético CH3COOH 0,10M −Disolución de ácido acético CH3COOH 0,10M y acetato de sodio CH3COONa 4_Procedimiento y cálculos. A)Diferencia del pH originado por un ácido fuerte y un ácido débil de igual concentración. Problema: 15

−Prediga teóricamente el pH de una disolución de ácido nítrico HNO3 0,10M preparada añadiendo 0,10 moles de ácido nítrico en agua hasta formar un litro de disolución. Sabiendo que la ácido nítrico es un ácido fuerte y que la concentración de moléculas HNO3 es prácticamente nula. Escriba la ecuación química. −Determine experimentalmente el pH de la disolución de ácido nítrico 0,10 M. Procedimiento: Se miden 50 ml con la probeta y se ponen en uno de los erlenmeyers. Se mide el pH de la disolución mediante el pH−metro. Resolución teórica: niniciales 0.1 −−−−−−−−−−−−−− −−−−−−−−−−−− nequilibrio −−−−−−−− 0.1 0.1 [ H+ ] = 0,1 M pH = − log 0.1 = 1 Resolución práctica: pH= 1,4 Problema: Prediga teóricamente el pH de una disolución de ácido acético 0,10 M preparada añadiendo 0,10 moles de ácido acético con agua hasta formar un litro de disolución, sabiendo que hay moléculas se ácido acético sin disociar, CH3COOH, e iones H +, e iones acetato, CH3COO− y que el porcentaje de moléculas sin disociar es superior al 95%. Escriba la ecuación que regula el equilibrio. (Ka CH3COOH = 1,8 x 10 −5) Mida experimentalmente el pH de ka disolución de ácido acético 0,10 M Procedimiento: Se miden 50 ml con la probeta y se ponen en uno de los erlenmeyers. Se mide el pH de la disolución mediante el pH−metro. Resolución teórica: niniciales 0.1 −−−−−−−−−−−−−− −−−−−−−−−−−−−−−−−−−−− neacionan −x x x nequilibrio 0.1−x x x Ka = x2 / ( 0,1 − x ) = 1,8 .10−5 ; 0,1 − x 0,1 1,8 . 10−6 − 1,8 .10−5x = X2 ; x2 + 1,8 . 10−5x − 1,8 . 10−6 = 0 ; x = 1,33 . 10−3 pH = − log [H+] = − log (1,33 . 10−3 ) = 2,88 Resolución práctica: 16

PH = 2,4 B) Valor de pH de una disolución formada por un ácido acético y 0,10 M en acetato sódico (Ka CH3COOH = 1,8 . 10−5) Problema: −Prediga teóricamente el pH de una disolución 0,10 M en acetato sódico (Ka CH3COOH = 1,8 . 10−5) −Determine experimentalmente el pH de la disolución antes citada. Procedimiento: Se miden 50 ml con la probeta y se ponen en uno de los erlenmeyers. Se mide el pH de ka disolución mediante un pH−metro Resolución teórica: niniciales 0.1 −−−−−−−−−−−−−−−−− −−−−−− nequilibrio−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−− 0.1 0.1 niniciales 0.1 neacionan −x nequilibrio 0.1−x

−−−−−−−−−−−−−− 0.1 X X X 0.1+x

Ka = Ka = (0,1 + x ) / (0,1 − x ) = 1,8 .10−5 ; 0,1 x 0,1 ; 0,1x = 1,8 .10−5 . 0,1 ; x = 1,8 .10 −5 [H+] = 1,8 10−5 pH = − log [H+] = 4,7 Resolución práctica: PH = 4,9 C) Modificación del pH de una disolución por adición de un ácido fuerte. −A los 50 ml de la disolución de ácido acético 0,10 M, antes utilizados, se le añaden, mediante pipeta, 5 ml de la disolución de ácido nítrico 0,10 M. Se agita y en el pH−metro se mide el valor de pH de la disolución. CH3COOH + NH3 pH = 2,6 −A los 50 ml de la disolución de 0,10 M en ácido acético y 0,10 M en acetato sódico, antes utilizados, se le añaden, mediante pipeta, 5 ml de la disolución de ácido nítrico 0,10 M. Se agita y el pH−metro se mide el valor de pH de la disolución. CH3COOH +CH3COONa 17

PH = 4,9 ELECTRODEPOSICIÓN 1_Fundamento. La cantidad de sustancias liberadas en los electrodos durante la electrolisis está en relación con la carga total que ha influido en el circuito eléctrico. Si se observan las reacciones de los electrodos, la relación es estequiométrica.

Cuando un mol de electrones reaccionan con los iones plata, pasa un faraday a través del circuito (1 faraday (9.65 . 104 coulombs) equivale a la carga de un mol de electrones), y un mol de metal plata es depositado en un electrodo.

Con un mol de iones de cobre reaccionen dos moles de electrones, siendo necesarios 2 faradays para precipitar 1 mol de cobre metal.

Con un mol de iones de oro reaccionan 3 moles de electrones, pasando 3 faradays a través del circuito para provocar la precipitación de 1 mol de oro metal. Por tanto si se conoce la cantidad de sustancia precipitada, se puede conocer la carga eléctrica que provocó su precipitación, Sabiendo que : Carga eléctrica = corriente eléctrica (intensidad) x intervalo de tiempo (Unidades: Coulombs = amperios x segundos) a partir de la carga eléctrica y del tiempo de la electrólisis, se puede determinar la intensidad de corriente. Y viceversa, si se conoce la corriente y el tiempo de elctrólisis de puede calcular la carga eléctrica y por tanto la cantidad e sustancia producida en un electrodo. 2_Objetivo. −Provocar la electrodeposición para recubrir un objeto metálico de una capa de otro metal y cuantificar la cantidad de metal depositada mediante gravimetría. −Calcular la carga y la intensidad e corriente necesarias para provocar la precipitación de una cantidad del metal concreta. 3_Material. −Pila −Cables y pinzas −Objeto a recubrir (clip) 18

−Lámina de cobre −Vaso de precipitados 4_Reactivos. Disolución 1 M de sulfato de cobre, CuSO4 (tretraoxosulfato (VI) de cobre (II)) 5_Parte experimental. Problema: Determine experimentalmente la cantidad e cobre metal que se deposita sobre el objeto problema (el clip) cuando se somete a electrólisis en una disolución acuosa de CuSO4 1 M y en presencia de un electrodo de Cu metal, al hacer pasar una corriente constante durante 30 min. Procedimiento: −Se pesa el objeto a recubrir −En el vaso de precipitados de introduce la disolución CuSO4 1 M −Se conecta la lámina de cobre a la pinza roja −Se conecta el objeto problema (el clip) a la pinza negra −La pinza roja se conecta al polo positivo de la pila −La pinza negra se conecta al polo negativo de la pila −El objeto y la lámina de cobre se introducen en la disolución de CuSO4 1 M −Transcurridos 30 minutos se desconecta la pila. −Se retira el objeto recubierto de cobre, se lleva 5 minutos a la estufa. −Se pesa, y por diferencia se determina la cantidad de cobre que ha precipitado sobre el objeto −La disolución se sulfato de cobre se recoge y se lava el material. Resolución: Primero pesamos el clip en la báscula de precisión, obteniendo 0,6 g Ahora introduciremos el clip en 50 ml de disolución CuSO4 1 M, tras 30 minutos retiramos el clip, pesándolo de nuevo en la báscula, obteniendo 0.8 g Estos 8 g = mclip + mcu(s) = 0,6 g + mcu(s) , por lo tanto, la masa desprendida de Cu sólido será: = (0,8 − 0,6) = 0,2 gramos de Cu sólido. Problema: 19

A partir de los datos experimentales calcule la intensidad de corriente que circuló durante el proceso de electrólisis. = Q = 607,87 C ELECTRÓLISIS 1_Introducción. La electrólisis es el proceso el cual se produce una reacción redox no espontánea mediante energía eléctrica proveniente de una fuente de corriente eléctrica. Se denomina electrolito a cualquier sustancia que en estado líquido (fundida o en disolución) tiene iones con libertas de movimiento que conducen la corriente eléctrica. Los electrolitos se clasifican en fuertes y débiles en función de que el número de iones con capacidad de movimiento sea alto o bajo. Los electrolitos suelen ser ácidos, bases o sales. La electrolitos tiene lugar al hacer pasar una corriente eléctrica a través de un electrolito, e inducir una reacción redox no espontánea. Se suele decir, por tanto, que en la electrólisis se produce una transformación de energía eléctrica en energía química. Para realizar la electrólisis en el laboratorio se utilizará un dispositivo (aparato de Hoffman) constituido por un recipiente formado por tres tubos, dos laterales en forma de buretas invertidas y uno central con un ensanchamiento superior para llenarlo y un generador de corriente continua conectado a unos electrodos de platino o grafito que se introducen por la parte inferior de cada bureta1 2_Material necesario. −Aparato de Hoffman, electrodos de platino y recipiente. −Soporte con pinzas −1 frasco lavador −1 pila −1 transformador −1 vaso de precipitados de 500ml 3_Reactivos. −Disolución de yoduro potásico 0,5 M −Disolución de ácido sulfúrico concentrado al 5% 4_Electrólisis de una disolución acuosa de yoduro potásico A)Objetivo −Realizar la electrólisis de una especie química en disolución

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−Identificar ánodo y cátodo en función de la sustancia formada en cada electrodo B)Fundamento Se efectuará la electrólisis de una disolución acuosa de ioduro. El yoduro potásico es una sal que en disolución acuosa se disocia completamente dando lugar al anión yoduro y al catión potasio, por tanto, es un electrolito fuerte: Al hacer pasar una corriente eléctrica a su través, los iones yoduro migrarán al ánodo donde se producirá su oxidación formándose yodo que es un gas muy denso que coloreará la disolución de amarillo y progresivamente pardo rojizo. Simultáneamente en el cátodo se producirá la reducción de los protones del agua desprendiéndose hidrógeno gas. Procedimiento: 1_Monte el aparato Hoffman sujetando la estructura de vidrio con la pinza el soporte. Conecte los electrodos a las bases de las buretas. Llénelo hasta unos tres cuartos de su volumen total (entre las marcas 2−4 ml) con la disolución de yoduro potásico 0,5 M, para ello abra las llaves con el fin de dejar salir el aire interior y vuelva a cerrarlas. 2_Conecte los electrodos a la pila. Mediante la observación de los cambios de color y de olor que se producen alrededor de los electrodos, identifique el ánodo y el cátodo de la célula electrolítica. 3_Una vez identificados desconecte la pila. 4_Vacíe el aparato de Hoffman y lávelo con agua destilada. Informe: Datos: E0 = 0,53 V

E0= −2,93V

Tenemos KI en el aparato de Hoffman, tras un rato conectado a la pila observamos que uno de los electrodos muestra un color rojo y el otro burbujea. En el electrodo que se está produciendo la oxidación se encuentra el I2 (es el electrodo donde se aprecia el color rojo), este se denomina cátodo (+) En el electrodo del cual salen burbujas, se está produciendo una reducción, allí se encuentra el K+, el cual se denomina ánodo (−). Quedando las reacciones: E0 =0,53 V () x 2 E0 =−2,93V E0 =−2,4V Como E0 < 0 La reacción tiene lugar . 5_Electrólisis del agua. 21

A)Objetivo. −Realizar la electrólisis del agua en presencia de un electrolito que acelere el proceso −Observar cómo varía la velocidad del proceso de electrólisis en función del voltaje aplicado para provocar el proceso. B)Fundamento. Se realiza la electrólisis del agua, siendo el ácido sulfúrico el causante del proceso, aún cuando este no sufre la electrólisis. El agua pura es mala conductora de la electricidad, por esta razón para someterla a electrólisis debe llevar disuelto un electrolito, en esta práctica se emplea como tal el H2SO4 Durante la electrólisis del H2O en presencia de H2SO4, en el cátodo se forma gas hidrógeno, Cátodo (reducción) : Y el ánodo se produce O2 gas: Ánodo (oxidación) : Reacción global : Al llegar al ánodo dos aniones, el anión sulfato (SO) precedente del ácido sulfúrico y al anión hidroxilo (OH−) procedente de la disolución del agua, la pregunta que se plantea es, ¿cuál de los dos se oxidará?. En principio, se sabe que el ión sulfato exige un mayor potencial que el ión hidroxilo, debido a que está fuertemente solvatado (el ión SO se encuentra totalmente rodeado de disolvente, en este caso el agua); en consecuencia, es el ión hidroxilo el que se oxida.

Procedimiento: 1_Manteniendo abiertas las llaves de las dos ramas, llene el aparato de Hoffman por la boca de la bola superior, con la disolución de ácido sulfúrico, hasta la mitad de los tubos graduados (entre las marcas 16−20), finalmente se cierran las llaves. 2_Conecte los electrodos a la fuente de alimentación, el transformador, seleccionando 12 V 3_Observe que el volumen de gas que se desprende, es el doble en un electrodo que en el otro, de esta forma se puede deducir cuál es el ánodo y el cátodo, desconecte la fuente eléctrica, abra las llaves para que el nivel del líquido sea el mismo en las dos columnas, y vuelva a conectar los electrodos al trasformador a 12 V con el fin de medir el tiempo que necesita el proceso para formar 2 ml de H2 gas, anote dicho valor. 5_Repita el proceso aplicando los siguientes valores de potencial, 9; 7,5; 4,5 y 3 V. Anote en cada caso el tiempo necesario para que se desprendan 2 ml de H2 gas en el cátodo de la célula electrolítica. Informe: 1_Escriba las semirreacciones y la reacción global de esta electrólisis del agua en presencia del ácido sulfúrico.

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2_Explique cómo ha determinado el ánodo y el cátodo en proceso anterior de electrólisis. Sabemos en el ánodo tiene lugar una reducción, por lo que el H2 será el agente oxidante, esto lo observamos, cuando está el aparato de Hoffman conectado a X V, porque se desprende en forma de gas (burbujas), por otro lado, el agua se reducirá ejerciendo de agente reductor. 3_¿Qué función tiene el ácido sulfúrico en la electrólisis del agua que realizamos? El ácido sulfúrico se disocia: El ión hidroxilo, H+, es el que interviene en la reacción redox, ejerciendo de agente oxidante, por reducir a la otra sustancia. 4_¿Por qué no se oxida el ión sulfato en el ánodo y sin embargo sí lo hace el ión hidroxilo? Porque el ión sulfato SOno interviene en la reacción redox y sin embargo si lo hace el ión hidroxilo por los motivos contestados en la pregunta anterior. 5_¿En una gráfica, represente los resultados obtenidos, situando en el eje vertical (y) los tiempos, y en eje vertical (x) los voltajes. De la gráfica obtenida se deduce como varía la velocidad de desprendimiento de los gases con el potencial que se aplica. NOTA: Esta parte de la práctica se realizó sin tapar el aparato de Hoffman. Según el voltaje que apliquemos tendremos distintos tiempos para que se desprenda la misma cantidad de gas, 2 ml, obteniendo: 2 mL Voltajes (V) 12 9 7.5 6 4.5

Tiempo (s) 45 60 80 117 238

Grafica REACCIONES REDOX. 1_Objetivo. Predecir teóricamente y comprobar experimentalmente si una reacción redox transcurre de forma espontánea. 2_Material. Tubos de ensayo 3_Reactivos. −Disolución de nitrato de plata, AgNO3 (trioxonitrato (V) de plata)

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−Disolución de acetato de cinc, Zn(CH3−COO)2 −Hilo de cobre. 4_Desarrollo práctico. Problema: Prediga de forma teórica si se disolverá de forma espontánea el cobre, Cu(s), en una disolución de: −iones plata, Ag+(ac) −iones zinc, Zn2+ (ac) DATOS: Comprobación experimental: a)Una alícuota de la disolución (aproximadamente la mitad del tubo de ensayo) de nitrato de plata, AgNO3 (trioxonitrato (V) de plata), se pasa a un tubo de ensayo, en el cual se introducen varios hilos de cobre separados como una escobilla (se dejan colgando del borde del tubo, doblando un trozo hacia fuera). b) Una alícuota de la disolución (aproximadamente la mitad del tubo de ensayo) de acetato de zinc,Zn(CH3−COO)2, se pasa a un tubo de ensayo, en el cual se introducen varios hilos de cobre separados como una escobilla (se dejan colgando del borde del tubo, doblando un trozo hacia fuera). Informe final: Lo ocurrido dentro de los tubos de ensayo es lo siguiente: a)

E0 = −0,34 V E0 = 0,80V

E0 = 0,46 V Teóricamente la reacción se produce, puesto que E0 de la reacción global (número de axidacción estandar) es mayor que cero. Experimentalmente, observamos tras 5 minutos que la plata sólida se va depositando en el hilo de cobre. Trascurridos15 minutos la plata sólida se sigue depositando en el hilo de cobre, observando así experimentalmente que la reacción redox anteriormente escrita tiene lugar. b)

E0 = −0,34 24

E0 = −0,76 Teóricamente la reacción no se produce, puesto que E0 de la reacción global (número de axidacción estandar) es menor que cero. Experimentalmente, observamos tras 5 minutos que no ha ocurrido nada respecto al hilo de cobre. Trascurridos15 minutos sigue sin modificarse el estado del hilo de cobre, observando así experimentalmente que la reacción redox anteriormente escrita no tiene lugar. DESTILACIÓN 1_Fundamento. La destilación es una técnica de separación de los componentes de una disolución, tanto de una disolución sólido / líquido como de una disolución líquido / líquido. Se basa en las diferencias existentes entre los puntos de ebullición de las distintas sustancias. Básicamente el proceso de destilación consiste en provocar el paso de uno de los componentes de la disolución de su estado líquido a gas, para inmediatamente por enfriamiento condensarlo, recogiendo este componente en un recipiente independiente. 2_Objetivo. Separa los distintos componentes de una disolución líquido / líquido . 3_Material necesario. −2 soportes −1 refrigerante −2 pinzas −2 pinzas −1 aro −1 pico −1 manta calefectora −1 probeta de 250 ml −1 termómetro −1 probeta de 100 ml 1 columna de rectificación −1 vidrio de reloj −1 matraz de destilación 4_Contenido. Separar los componentes de una mezcla de alcohol (etanol) y agua. 5_Procedimiento. −Se miden 150 ml de la mezcla (alcohol−agua) por medio de una probeta y se pasan al matraz de la destilación. −Se regula el caudal de agua a través del refigerante.

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−Se conecta la placa de calefacción regulando la cantidad de calor que suministra al sistema para mantener un ritmo adecuado de destilación, que permita la destilación de alcohol cuyo punto de ebullición es 780 y no la del agua −Para saber cuándo finaliza la destilación del alcohol hay que observar: • Si gotea líquido destilado o ya no gotea • Si se producen oscilaciones en la temperatura. −Se mide en una probeta el volumen del líquido recogido en el colector −Finalmente calcule la concentración de alcohol presente en la muestra expresada en porcentaje % (v / v) 6_Informe final. Dibujo POLÍMEROS 1_Introducción. La polimerización consiste en la combinación química de alto número de moléculas idénticas o semejantes para formar una molécula compleja de elevada masa molecular. Las pequeñas unidades pueden combinarse por condensación o adición. −Los polímetros de condensación se producen por reacciones en las cuales una molécula sencilla, como la del agua, se elimina entre grupos funcionales, como los grupos alcohólicos (−OH) o los grupos ácido (−COOH). Con objeto de formar moléculas de cadena larga, deben estar presentes en cada una de las unidades de reacción, dos o mas de cada uno de estos grupos. Un ejemplo de polímetro de condensación es la síntesis del nailon (fibra de polímetros sintéticos) Esquema de la reacción: + −H2O −Los polímeros de adición se forman por la reacción de unidades monómeras sin eliminación de átomos. El monómero es usualmente un compuesto orgánico no saturado, como el etileno (H2C=CH2), que en presencia de un iniciador sufrirá una reacción de adición para formar una molécula de cadena larga, como el polietileno. n H2C=CH2 catalizador (H2C=CH2) Esquema de la reacción: 2_Objetivo. −Sintetizar polímeros −Observar las diferencias en las propiedades de un polímero respecto a las de los reactivos. −Observar alguna de las propiedades de los polímeros. 3_Síntesis de la bakelita. Fundamento.

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En 1909, L. Baekeland demostró por primera vez las posibilidades de formación de plásticos con formaldehído (HCHO). Así a partir del formaldehído y de compuestos aromáticos, tales como el fenol (C6H5OH), en presencia de catalizadores alcalinos o ácidos logró la síntesis de estos compuestos. Este grupo de polímeros reciben el nombre de bakelita. El primer paso de la reacción de condensación entre el fenol y el formaldehído se indica a continuación: n +n C −n H2O HHHH En esta preparación emplearemos, en lugar del fenol, una amina aromática llamada anilina (C6H5OH).Su reaccion con el formaldehído es análoga a la condensación fenol−formaldehído. A)Material necesario −1matraz erlenmeyer −1 probeta de 25 ml −Molde (placa toques) −1 espátula B)Reactivos. −Disolución de formaldehído 40% (formol) −Disolución saturada de cloruro de anilina (C6H5NH2.HCl ) Procedimiento: (realizar en una campana de extracción) −Se vierten 25 ml de formaldehído en el erlenmeyer −Se miden 5 ml de disolución saturada de cloruro de anilina en la probeta y se vierten en el erlenmeyer que contiene el formaldehído −Se agita le mezcla y cuando adquiere color naranja se vierte en los moldes. Informe final: −Obsérvese si la reacción es exotérmica o endotérmica. La reacción que tiene lugar es endotérmica pues no se observa ningún aumento de temperatura en el recipiente que la contiene. Puesto que no libera calor, lo absorbe.

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−Examínese el producto y anótese sus propiedades. Se solidificó a temperatura ambiente, es frágil y se rompe con facilidad. −Formúlese la reacción de condensación que tiene lugar en la síntesis de bakelita, usando fórmulas estructurales para los monómeros incluidos. 4_Propiedades del poliestireno. Fundamento. El poliestireno (PS) después de del polietileno y PVC, es el plástico de mayor consumo. A)Obejetivo. Comprobar la propiedad de disolución de algunos polímeros que llevan agentes hinchantes en su formulación . B)Material. −1 probeta de 100 ml −1 probeta de 1000 ml C)Reactivos. −Poliestireno −Acetona Procedimiento: −Semiden 5 ml de acetona en la probeta de 100 ml −Se miden 500ml de la muestra de poliestireno −Se añade, con ayuda de una cásula, el poliestireno sobre la acetona, poco a poco al principio, observando que las partículas se poliéster se reducen y forman un gel pegajoso debajo de la acetona. Se añade poliestireno hasta llenar la probeta, a medida que baja el nivel de poliestireno se rellena. Si es necesario se empuja el poliestireno con la varilla. Informe: EL poliestireno, se reduce al entrar en contacto con la acetona. APÉNDICE POTENCIALES ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN MATERIAL DE LABORATORIO CIFRAS SIGNIFICATIVAS 51 28