LABORATEGIKO PRAKTIKAK

LABORATEGIKO PRAKTIKAK

NEUTRALIZAZIO-ENTALPIA

Helburua:

Azido sendo baten (HCl) eta base sendo baten (NaOH) arteko neutralizazio-entalpia, Δ H, determinatzea.

Oinarri teorikoa:

. Ur disoluziotan azido klorhidrikoa [HCl] disoziatu egiten da H+/H3O+ ioiak eta Cl - ioiak emanez.

. Sodio hidroxidoa [NaOH] uretan disolbatzean solidoaren Na+ eta OH - ioiak banatu egiten dira aske geratuz disoluzioan.

. Bi disoluzio hauek nahastean neutralizazio-erreakzioa gertatzen da, hau da , azidoak emandako H+ ioiak eta baseak emandako OH - ioien arteko erreakzioa gertatzen da:

H+ (H3O+) (aq) + OH - (aq) H2 O (l)Δ H = ?[1]

Materialeak eta Erreaktiboak:

. Kalorimetroa

. 2,00 M HCl disoluzioa

. Termometroa

. 2,00 M NaOH Disoluzioa

. Beirazko inbutua

. 100 ml-ko probeta

. Prezipitatu ontzi bi

Prozedura:

1.-300 cm3 -ko edukiera duen kalorimetroan, 2,00 M den HCl-zko ur disoluzioaren 100 ml (zehaztasun osoz neurtuta) ipini.

Horrekin batera, prezipitatu ontzi garbi batean 2,00 M den NaOH -zko ur disoluzioaren 100 cm3 (oso zehatz neurtuta) jarri.

2.-Bi disoluzioen tenperaturak termometro bera erabiliz neurtu.[ “termometroa ondo garbitu disoluzio batetik bestera pasatu aurretik” ].

Bi disoluzioen tenperaturak berdinak izango dira, giroko tenperaturaren modukoak.

Emaitza: disoluzioen tenperatura nasketa baino lehen: t1 =

3.-Ondoren , inbutu baten bidez, NaOH -zko disoluzioa prezipitatu ontzitik kalorimetrora pasatu. Nahastea kontuz irabiatu, tenperatura-aldaketa behatu eta tenperaturaren balio maximoa neurtu.

Emaitza: erreakzioa amaitu ondorengo tenperatura: t2 =

Kalkuluak:

Kalorimetriaren ekuazioa gogoan hartuz:

Q = m c ( t2 - t1 )

non:

m : nahastearen masa

[ kasu honetan nahastearen masa 200 gramokoa da]

c : bero espezifikoa

[ urarena = 4180 J/kg K ]

t2 - t1 : tenperatura aldaketa[egindako tenperatura neurketekin ezaguna dugu]

Q : beroa[gertatu den erreakzioan askatutako beroa kalkula dezakegu]

[1] erreakzio-entalpia, ΔH, kalkulatzeko, erreakzioan parte hartu duten molak kontutan izan behar ditugu eta H2O mol bakoitzeko askatutako energia determinatu.

Emaitzen interpretazioa:

a) Konparatu lortu duzun emaitza ondoko balio tabulatuarekin: ΔH = - 57,3 KJ /mol.

Gure emaitza beti txikiago izando da, erreakzioan askatzen den bero kantitate bat kalorimetroaren hormak eta termometroa bera berotzen gastatzen delako; beraz, urak zurgatzen duena, beti, erreakzioan askatu dena baino txikiagoa izando da.

b) Antzeko experientzia egingo bagenu, HCl eta NaOH -ren ordez, HNO3 eta KOH erabiliz, zenbatekoa izango zen lortuko genukeen ΔH-aren balioa?

Berbera, azken batean azido bat edo bestea izan, base bat edo bestea beti gertatzen den erreakzio ondokoa litzatekeelako:

H3O+ + OH- ( 2 H2O

OZPINAREN BALORAZIOA

ERREDOX BOLUMETRIA -Permanganimetria-

Helburua:

. Disoluzio batek duen burdin(II) sulfatoaren kontzentrazioa kalkulatzea erredox bolumetria baten bidez potasio permanganatoa erabiliz, hau da, permanganatometria baten bidez.

Oinarri teorikoa:

. Neutralizazio-bolumetrietan bezala, non azido edo base baten kontzentrazioa kalkulatzen baizen, hemen , erredox-bolumetrietan, prozedura berdinekin substantzia erreduktore baten kontzentrazioa (oxidatzen dena) kalkulatuko dugu, substantzia oxidatzaile baten kontzentrazioa ezaguna delarik (erreduzitzen dena).

. Orain egin behar dugun erredox-bolumetria hau, permanganimetria izenaz ezagutzen da; oxidatzaile moduan potasio permanganatoa erabiltzen baita. Bolumetria honek ez du indikatzailerik behar; KMnO4 -k indikatzaile bezala jokatzen du.

Materialeak eta Erreaktiboak:

. Eustoina. FeSO4 -zko kontzentrazio ezezaguneko disoluzioa

. 100 ml-ko matraze aforatua

. 0,02M den KMnO4 disoluzioa

. Erlenmeyerra

. 1M den azido sulfurikoa

. Pipetak

. Bureta

. prezipitatu ontzi bi

Prozedura:

1.-Aztertu nahi dugun (FeSO4 disoluzio problema) laginaren 10 ml hartu eta erlenmeyer batean sartu. Ondoren, 1M den azido sulfuriko disoluzioaren 10 ml gehitu.

2.-Egizu irudian agertzen den muntaia.

Bureta erabat garbi eta siku egon behar da. Beraz, garbitu ondoren KMnO4 disoluzioarekin homogeneizatuko dugu.

Bureta 0,02M den potasio permanganato disoluzioz bete eta zeroan enrasatu.

3.-FeSO4 disoluzioa duen erlenmeyerra buretaren azpian jarri eta honen gainean KMnO4 disoluzioa erortzen utzi tantaka eta etengabe irabiatuz.

Erlenmeyerrean dagoen disoluzioak hasieran duen kolore horia (Fe+2 ioien eraginagatik) arrosa bihurtzen denean (KMnO4- soberakinaren eraginagatik) balorazioa amaitutzat emango dugu.

[Oharra:Baliokidetza puntua non dagoen jakiteko komenigarria izaten da aurretik balorazio azkar bat egitea]

Balorazioan erabilitako KMnO4 disoluzioaren bolumena neurtu:

V[ potasio permanganato disoluzioarena] = 5 mL KMnO4 0,02M(buretan neurtua)

4.-Zer gertatu da?

“ MnO4- ioiak erreduzitu egin dira eta Mn +2 ioiak izatera pasatu dira.

Fe +2 ioiak Fe +3 ioietara oxidatu egin dira

Kalkuluak:

1.-Idatzi erredox erreakzioa

KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 ( MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

Oharra : ekuazioa eman eta doitzeko esango dizue (Koefizientea : 1 +5 + 4 ( 1+ 5/2+ ½+ 4 )

2.-Kalkulatu potasio permanganatoaren mol kopurua baliokidetza-puntuan.

3.- Kalkulatu erlenmeyerrean duzun FeSO4 -ren mol kopurua.

4.-Kalkulatu FeSO4 disoluzioaren molaritatea.

Lehenbizi kalkulatuko ditugu KMnO4 molak (suosatuta 5mL disoluzio gastatu ditugula) eta ostean laginean(10 mL) geneukan FeSO4 mol kopurua kalkulatuko dugu.

Gero FeSO4 mo kopurua eta berak hartzen duen bolumena ezagutuz, molaritatea kalkulatuko dugu

5mL KMnO4 0,02M .

0,02 mol KMnO4

.

5 mol FeSO4

= 5. 10 -4 mol FeSO4

1000 mL KMnO4 0,02 M

1 mol KMnO4

M =

5. 10 -4 mol FeSO4

.

1000 mL FeSO4 disoluzioa

= 0,05 M

10 mL FeSO4 disoluzioa

1 L FeSO4 disoluzioa

PILA GALBANIARRA (DANIELL PILA)

(Oharra : Daniell pilaren elektrodoak Zink eta kobrezkoak dira)

ELEKTROLISIA

(Kobre(II) sufatoaren elektrolisia)

Ozpina

+

Fenoftaleina

NaOH disloluzioa

K Mn O 4 disloluzioa

FeSO4 disoluzioa

+

Azido sulfurikoa