La chimica della vita: 2015

SOBRE NOSOTROS...

BIENVENIDO A LA CHIMICA DELLA VITA...

¿ERES UNA PERSONA CURIOSA A LA QUE LE GUSTA LA QUÍMICA?
PUES ESTE ES TU BLOG!

AQUÍ ENCONTRARÁS LAS DISTINTAS PRÁCTICAS, EXPERIMENTOS Y CURIOSIDADES CON SUS RESPECTIVAS EXPLICACIONES....

ESPERAMOS QUE TE SEA DE AYUDA!

UN SALUDO Y HASTA PRONTO :)

*La parte de curiosidades la encontrarás en la sección de PÁGINAS, mientras que las prácticas y los experimentos, los encontrarás en la sección de ENTRADAS en la parte de la derecha del blog.

PRACTICA 3

ANÁLISIS DE LA ACIDEZ DE UN VINAGRE

El vinagre es un líquido miscible en agua, que proviene de la fermentación acética del alcohol, como la de vino y manzana (mediante las bacterias Mycoderma aceti). El vinagre contiene una concentración que va de 3 % al 5 % de ácido acético en agua. Los vinagres naturales también contienen pequeñas cantidades de ácido tartárico y ácido cítrico.

El objetivo de esta práctica es evaluar el grado de acidez del vinagre comercial. Para ello debemos tener en cuenta que la acidez total se define como la totalidad de los ácidos volátiles y fijos que contiene el vinagre. El vinagre comercial tiene una concentración aproximada de 0´8 M de ácido acético. Calcularemos la concentración de ácido acético a partir de la reacción ácido-base:

CH3-COOH + NaOH -------> CH3-COO-Na+H2O

Esta reacción se encuentra muy desplazada hacia la derecha, por lo cual es válida para ser empleada en los métodos volumétricos de análisis. En esta valoración de un ácido débil con una base fuerte obtendremos en el punto equivalencia moléculas de acetato sódico.

CH3-COO- + H2O------> CH3-COOH + OH

En el punto de equivalencia la disolución será básica y para determinar el pH en el punto final deberemos usar un indicador que cambie el color en un intervalo de pH alto (8-10), en este caso utilizaremos la fenoftaleína.

Para realizar el siguiente experimento, necesitaremos:

- Vaso de precipitados de 50 ml

-Embudo cónico

- Bureta de 25 ml

- Erlenmeyer de 250 ml

- NaOH

-Disolución de fenolftaleina al 5% en etanol

- Vinagre

- Agua desionizada

- Carbón activo polvo

El procedimiento que debemos seguir a la hora de realizar la práctica es el siguiente:

Primero tomaremos un erlenmeyer limpio y seco de 250ml y 10 ml pipeteados de una muestra de vinagre.

A continuación llenaremos la bureta con NaOH previamente preparado de 1 M y la enrasaremos a cero

Posteriormente añadiremos cuatro gotas del indicador (fenoftaleina) a la disolución de vinagre. Al llegar al punto de virage (aparición de un tono rosado) añadiremos gota a gota hasta que el color persista 15 segundos

Anotaremos el volumen de hidróxido sódico consumido y repetiremos el proceso dos veces más.

Una vez realizado el proceso tres veces obtuvimos los siguientes valores de volumen de NaOH

ml utilizados en la disolución de NaOH (prueba 1)	14 ml
ml utilizados en la disolución de NaOH (prueba 2)	15,8 ml
ml utilizados en la disolución de NaOH (prueba 3)	12,3 ml

El valor medio de volumen utilizado es: 14`03 ml.

La concentracion del ácido acético del vinagre la calcularemos a partir de la siguiente fórmula:

C·V(NaOH)=C·V(Ácido acético)

Sabemos que V(NaOH)=0`01L, C(Ácido acético)=1M y V(Ácido acético)=0`01403L.

Obtendremos así C(NaOH)=1`403mol/L de vinagre.

*Hay que tener en cuenta que los valores obtenidos no son del todo fiables, por el hecho de que realizamos el proceso en ausencia de agua.

INTRODUCCION A LA TERMODINÁMICA

La termoquímica es el estudio de los cambios de energía asociados a las reacciones químicas. Pertenece a la termodinámica, parte de la física que estudia las relaciones entre el calor y las restantes formas de energía. Para estudiar estos cambios es necesario manejar unos términos que nos ayudaran a entenderla:
Sistema. Es la porción del universo sometida al estudio. Puede ser abierto, cerrado o aislado dependiendo del intercambio de materia y energía con el entorno.
Energía interna. Es la suma de la energía cinética de las moléculas y las partículas de un sistema y la energía potencial interna relacionada con los enlaces entre las partículas.
Entalpía. Es el calor, ya sea absorbido o desprendido, de una reacción química. La mayoría de las reacciones se desarrollan a presión isobárica (constante). Se mide en julios, aunque cuando se trata de entalpía molar aparece en J/mol.

Si el en proceso el sistema gana energía (absorbe calor) se trata de un proceso endotérmico y, por tanto, consideraremos que la entalpía es positiva. Si por el contrario, el sistema pierde energía (desprende calor) se trata de un proceso exotérmico y, por tanto, la entalpía sera negativa.

PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA

Según el principio de conservación de energía, en un sistema aislado, la energía total se conserva. Debido a que las reacciones químicas no pueden realizarse en sistemas aislados, hay que matizar esta afirmación. Para ello, tenemos en cuenta el calor absorbido o desprendido y el trabajo realizado por el sistema o sobre el sistema.En el caso del trabajo realizado por o sobre el sistema, tiene una gran importancia cuando los gases se expanden o se comprimen; sin embargo en la practica posterior no influye este caso, ya que no intervienen gases.En el caso de calor absorbido o desprendido,podemos calcularlo con las siguientes formulas ya que el calor se absorbe como una variación interna en la temperatura del sistema. Q=nC(T2-T1) > Cuando participan los moles.Q=mC(T2-T1) > Cuando se refiere a masa.
Para calcular la variación de entalpía estándar de una reacción (condiciones estándar) debemos tener en cuenta las entalpías estándar de formación de los reactivos y de los productos. Una vez conocido esto podemos aplicar la siguiente formula:El objetivo es poder predecir los intercambios de calor que sucederán al desarrollarse una reacción determinada. SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICAEl segundo principio de la termodinámica nos informa acerca de si un proceso se realizara de manera espontanea o no. Los procesos espontáneos son aquellos que son irreversibles, y una vez iniciados continúan sin intervención externa.

La combustión del papel es un ejemplo de proceso espontáneo.El carácter exotérmico de una reacción favorece la espontaneidad, pero a esta característica hay que añadirle otra serie de factores para determinar si es espontanea o no. Aparece así la entropía, que nos permite cuantificar el desorden del sistema e indicar si la reacción es espontánea. La variación entropía se puede calcular igual que la variación de entalpía.Mediante la ecuación de la energía libre de Gibbs, podemos relacionar la variación de entalpía del sistema, la variación de entropía y la temperatura, permitiendo determinar la espontaneidad de un proceso.

-Si la variación de la energía libre de Gibbs es negativa, el proceso es espontaneo.-Si la variación de la energía libre de Gibbs es positiva, el proceso es forzado.-Si la variación de la energía libre de Gibbs es igual a cero, estamos ante una situación de equilibrio.El carácter exotérmico y el aumento de desorden favorece la espontaneidad
.

Variacion de entalpia	Variacion de entropia	Variacion de entalpia libre (energía libre de Gibbs)	Tipo de reaccion
Exotérmica (∆H<0)	Aumenta (∆S>0)	∆G<0	Espontanea a cualquier temperatura
Exotérmica (∆H<0)	Disminuye (∆S<0)	∆G<0(si\|∆H\|>\|T∆S\|)	Espontanea si \|∆H\|>\|T∆S\|( a temperaturas bajas)
Endotérmica (∆H>0)	Aumenta (∆S>0)	∆G<0(si\|∆H\|<\|T∆S\|)	Espontanea si \|∆H\|<\|T∆S\|(a temperaturas altas)
Endotérmica (∆H>0)	Disminuye (∆S<0)	∆G>o	No espontanea

PRACTICA 1...

En esta primera práctica, estudiaremos mediremos la variación de entalpía de la disolución de NaOH en agua. El proceso que estudiaremos será NaOH(S) → NaOH(ac).

Primero debemos realizar el peso de un vaso de precipitados, para ello nos ayudaremos de una báscula, su peso es de 94,09 g.
Nada más finalizar con esto haremos lo mismo con el vaso de precipitados relleno de 200mL de agua, para rellenar el vaso usaremos una probeta, el peso del vaso con el agua es de 297,01 g. Pero como sólo necesitamos la masa del agua realizamos una resta entre el peso del vaso con agua y el peso del vaso vacío, el resultado será 202,92 g, que es la masa del agua.
Introducimos el termómetro durante unos segundos en el vaso de precipitados, y lo dejamos hasta que la temperatura se estabilice. La temperatura alcanzada es de 17ºC.

Añadimos 0,1 mol de NaOH , para ello previamente pesaremos la cantidad necesaria (n=m/M). Sabemos que la masa molar es de 40 g/mol, así que despejamos la masa y obtenemos 4g de NaOH. Obtendremos esta cantidad de NaOH pesandolo en la báscula.

Debemos disolver la masa de NaOH en el agua, para ello debemos agitar con una varilla sujentando el vaso por la parte superior, para no influir en la temperatura.

Una vez está disuelta introduciremos el termómetro y anotaremos la temperatura más alta alcanzada, que son 22ºC.
Teniendo en cuenta que Qabsorbido por el agua=Cp·magua·(T2-T1)

DATOS
Cp(agua)	1 cal/gK = 4,18 J
Masa agua	202,92 g
Temperatura 1	17ºC
Temperatura 2	22ºC

Qabsorbido por el agua= 4,18·202,92·(22-17) = 4241,028 J

Teniendo en cuenta que Qabsorbido por el vaso=Cp·mvaso·(T2-T1)

DATOS
Cp(vaso)	0,84 J/gK
Masa vaso	94,09 g
Temperatura 1	17ºC
Temperatura 2	22ºC

Qabsorbido por el vaso = 0,84·94,09·(22-17) = 395,178 J

El calor desprendido en la disolución será la suma del calor absorbido por el vaso y el absorbido por el agua.

Qtotal= Qvaso + Qagua
Qtotal= 4241,028 + 395,178= 4636,206 J para 0,1 mol de NaOH
Para un mol= Qtotal·10 = 46362,06 J

*Al no ser un sistema aislado el vaso puede tener pérdidas y por ello la experiencia no es del todo exacta, a esto debemos unirle que hubo una mínima imprecisión en la medida del peso del NaOH.

*Hemos considerado tanto la temperatura final como la inicial igual para el vaso y para el agua.

*Tras realizar esta práctica hemos podido observar como la presencia del NaOH en el agua hace que la temperatura de la misma aumente. Esto nos hace llegar a la conclusión de que la reacción es exotérmica ya que desprende calor.

PRACTICA 2...

En este caso, el proceso que estudiaremos será NaOH(ac) + HCl (ac) NaCl+ H2O y veremos la cantidad de calor desprendido.

En primer lugar prepararemos 100 mL de HCl en agua con una concentración de 0,5 mol/L. Hay que tener en cuenta que emplearemos el NaOH obtenido en el experimento anterior.
Las características del ácido clorhídrico son: 37% de riqueza en peso y una densidad de 1,18 g/mL. Teniendo en cuenta su peso realizaremos una proporción para obtener la masa de la disolución total.
Primero calcularemos la masa del HCl para el 37%, para ello realizamos el cálculo de la masa molar y obtenemos el resultado de 36,5 g/mol, y con esta y los moles de HCl, que son 0,5 mol/L, es decir 0,05 mol, nos da una masa de 1,82 g.
Tras realizar la proporción, obtenemos que la masa para el 100% de HCl es de 4,9 g.
Como nuestro objetivo es calcular el volumen de HCl, una vez tenemos la masa y la densidad despejamos para hallar el volumen. El resultado es 4,18 mL.
A continuación pesaremos una probeta, de masa 93,89 g, a la que añadiremos una cierta cantidad de agua.
Tomamos la cantidad previamente calculada de HCl con una pipeta y añadiremos este ácido sobre el agua, a posteriormente enrasaremos hasta los 100mL.
Pesaremos la probeta con el ácido para obtener la disolución, que es 191,73 g. Una vez tenemos la masa total y la masa de la probeta realizamos la resta y obtenemos la masa de la disolución de 100 mL de HCl, que es 97,84 g.
A continuación mediremos la temperatura del HCl, que debería ser similar a la del NaOH, preparada anteriormente. La temperatura es de 20ºC, mientras que la de NaOH fue de 22ºC.
Pasamos los 100 mL de NaOH, preparada anteriormente, a otro vaso de precipitados, pesando el vaso con NaOH, y el vaso vacío. La masa del vaso sin NaOH es de 99,47 g y la masa del vaso con NaOH, es de 194,28 g.
Una vez hemos realizado estos calculos podremos llegar a obtener la masa de la disolución , que sera la resta de la masa del agua y el NaOH y el vaso vacío. El resultado será de 94,81 g.

QHCl en vaso=Cpvaso·mvaso·(T2-T1)

DATOS
Cp(vaso)	0,84 J/gK
Masa vaso	93,89 g
Temperatura 1	293 K
Temperatura 2	295K

QHCl en vaso=0.84·93,89·(295-293)=157,73J

QHCl en agua=Cpagua·magua·(T2-T1)

DATOS
Cp(agua)	1 cal/gK = 4,18 J
Masa HCL	97,84 g
Temperatura 1	293 K
Temperatura 2	295 K

QHCl en agua=4,18·97,84·(22-21)=817,94J

Por tanto QTOTALdeHCl=157,73+817,94=975,67J

Una vez calculada la QTOTALdeHCl, calcularemos la QTOTALdeNaOH.

QTOTALdeNaOH=QNaOHen vaso+QNaOHen agua

QNaOH en vaso=Cpvaso·mvaso·(T2-T1)

DATOS
Cp(vaso)	0,84 J/gK
Masa vaso	99,47 g
Temperatura 1	294 K
Temperatura 2	296 K

QNaOH en vaso=0,84·99,47·(296-294)=167,10J

QNaOH en agua=Cpagua·mNaOH·(T2-T1)

DATOS
Cp(agua)	1 cal/gK = 4,18 J
Masa NaOH	194,28 g
Temperatura 1	294 K
Temperatura 2	296 K

QNaOH en agua=4,18·194,98·(296-294)=1630,03J

Por tanto QTOTALdeNaOH=167,10+1630,03=1797,13J

Lo único que falta por realizar para dar por finalizado el experimento es realizar la suma del calor desprendido por ambos: 1797,13+975,67= 2772,67J