LABORATORIO DE QUÌMICA GENERAL

PARTE 1

DESCENSO DEL PUNTO DE CONGELACION

OBJETIVOS

1) Identificar la Constante Crioscópica (Kc) de algunos disolventes.2) Determinar el Punto de Congelación de una disolución.3) Identificar algunos métodos para determinar el descenso del punto

de congelación.

El punto normal de congelación o punto de fusión de una sustancia pura es la temperatura a la cual las fases sólida y líquida están en equilibrio bajo la presión de 1 atm. Aquí el equilibrio significa que existe la misma tendencia de que el sólido pase al estado líquido que para el proceso inverso, ya que el líquido y el sólido tienen la misma tendencia de escape.

El descenso del punto de congelación es proporcional a la concentración molal del soluto, según la ecuación:

[I]

¦ es el descenso del punto de congelación, y Kf es la constante de descenso molal, o constante crioscópica, que depende de las propiedades físicas y químicas del disolvente.

El valor de Kf, para el agua, es 1,86, el cual puede determinarse

experimentalmente midiendo /m a varias concentraciones molales y extrapolando a concentración cero. Como puede verse en la figura 1, Kf se aproxima al valor 1,86 en disoluciones acuosas de sacarosa y glicerina cuando las concentraciones tienden a cero, o sea, que la ecuación [I] es válida solamente para disoluciones muy diluidas.

CONCENTRACION MOLAL

FIG. 1. Influencia de la concentración sobre la constante crioscópica.

En la tabla 1 se dan las constantes crioscópicas, junto con las constantes ebulloscópicas, para algunos disolventes, a dilución infinita.

TABLA 1

Constantes crioscópicas y ebulloscópicas de algunos disolventes

Sustancia Punto de ebullición, ºC Ke Punto de congelación, ºC Kf

Acido acético 118.0 2.93 16.7 3.9

Acetona 56.0 1.71 - 94,82 * 2,4*

Benceno 80.1 2.53 5.5 5.12

Alcanfor 208.3 5.95 178.4 37.7

Cloroformo 61.2 3.63 -63.5 -

Alcohol etílico 78.4 1.22 -114,49 * 3*

Eter etílico 34.6 2.02 -116,3 * 1,79*

Fenol 181.4 3.56 42.0 7.27

Agua 100.0 0.51 0.00 1.86

EJERCICIOS

1) ¿Cuál es el punto de congelación de una disolución que contiene 3,42 g de sacarosa en 500 g de agua? El peso molecular de la sacarosa es 342.

En esta disolución, bastante diluida, Kf es aproximadamente igual a 1,86

2) ¿Cuál es el descenso del punto de congelación de una disolución 1,3 molal de sacarosa en agua?

PARTE 2

Determinación del descenso del punto de congelación.

Se pueden emplear varios métodos para determinar el descenso del punto de congelación. Entre ellos citaremos: a) el método de Beckmann, b) el método del alcanfor de Rast y c) el método del equilibrio.

Estudiaremos el Método de Beckmann

Método de Beckmann. La figura 7 representa el aparato para determinar el punto de congelación de una disolución. Consta de un tubo o crióscopo, con una tubuladura lateral por la cual se introduce la sustancia problema, dentro de otro tubo, quedando entre ambos una cámara de aire. Al crióscopo se adapta un termómetro Beckmann, cuyo depósito va sumergido en la disolución que se pretende estudiar. Este termómetro es de tipo diferencial, pudiendo medir variaciones de temperatura de 5 ºC, entre –10 y + 140 ºC, con una escala cuya división más pequeña equivale a 0,01 ºC, con lo cual pueden apreciarse las variaciones de temperatura con una precisión de ± 0,005 ºC. El agitador de vidrio que atraviesa el tapón del tubo se puede accionar con la mano o por medio de un motor, como se muestra en la figura 7. El crióscopo y su cámara de aire van introducidos en un vaso que contiene una mezcla frigorífica de hielo fundente y sal.

Para efectuar una medida se determina, mediante el termómetro diferencial de Beckmann, primero el punto de congelación del disolvente puro, por ejemplo agua, y a continuación se introduce en el crióscopo, el cual contiene una cantidad dada de disolvente, un peso conocido de soluto y se determina el punto de congelación de la disolución.

PARTE 3

Reacciones Químicas: Reacción con desprendimiento de gases

En esta experiencia vamos a estudiar, utilizando sustancias que puedes encontrar fácilmente en casa, una reacción química en la que se desprenden gases.

Material a utilizar:

Un vaso Una cucharilla Bicarbonato del que se vende en las farmacias Vinagre Limón

¿Qué vamos a ver?

En la experiencia vamos a ver cómo reacciona el bicarbonato de sodio (NaHCO3) con sustancias que tienen un carácter ácido. Podrás ver cómo se descompone el bicarbonato y se desprende un gas, el dióxido de carbono. Esto ocurre porque el vinagre y el zumo de limón son sustancias que llevan disueltos ácidos: ácido acético, en el caso del vinagre, y ácido cítrico, en el caso del limón.

La reacción química que tiene lugar es la siguiente:

NaHCO3 + HAc   ---->   NaAc + CO2 + H2O

Los productos que se obtienen son: una sal (NaAc) que queda disuelta en el agua (H2O) y dióxido de carbono (CO2) que al ser un gas burbujea a través del líquido.

¿Qué debes hacer?

Experimento 1

En el fondo de un vaso, o en un plato, coloca un poco de bicarbonato de sodio en polvo.

Deja caer sobre él unas gotas de vinagre. ¿Qué ocurre? Observa el efecto del gas que se desprende.

Repite la experiencia utilizando zumo de limón en vez de vinagre.

Experimento 2

Prepara una disolución con 1 cucharadita de bicarbonato en medio vaso de agua.

Utiliza una parte de la disolución para ver cómo reacciona con el vinagre y otra para el zumo de limón.

Repite la experiencia con disoluciones más concentradas de bicarbonato (2, 3 cucharaditas, etc.) y compara los resultados obtenidos con los del caso anterior. ¿Observas diferencias? ¿Cuáles?

PARTE 4

Preparación de Disoluciones:

 

  

     La mayor parte de los procesos químicos que se realizan en un laboratorio, no se hacen con sustancias puras, sino con disoluciones, y generalmente acuosas. Además, es en la fase líquida y en la gaseosa,  en las que las reacciones transcurren a más velocidad.

    Por lo tanto, será muy importante saber preparar disoluciones, para después poder trabajar con ellas.

 

   

    En esta experiencia se trata de hacer operativos y de afianzar los conceptos de masa, volumen, densidad, concentración, mol, etc., de tal modo que se sea capaz de:

Emplear adecuadamente instrumentos de medida de masas y de volumen.

Resolver problemas sencillos sobre la preparación de disoluciones.

 

 

1. Introducción  

2. Objetivos

3. Realización    

                 

 

Para medidas más exactas de volúmenes se utilizan las probetas pipetas y buretas.

 

4. Método

  a) Se realizan los cálculos de la cantidad de soluto necesaria.

1. Si el soluto es sólido, se pesa la cantidad necesaria, en una balanza, usando un vidrio de reloj.

2. Si es un líquido, se toma el volumen necesario:

Con una pipeta si es un volumen pequeño.

Con una probeta (o también con una bureta) si es un volumen grande.

    b) Se adiciona un poco (un volumen bastante inferior al volumen final que queremos preparar; por ejemplo, la mitad) de agua destilada en un vaso de precipitados y se le añade el soluto (lavando el vidrio con el frasco lavador, en el caso de un sólido y vaciándolo directamente, si es un líquido y enjuagando el recipiente con agua destilada). Se remueve con una varilla de vidrio.

    c) Se vacía el vaso en un matraz aforado de volumen igual al que queremos preparar de disolución y se enjuaga (el vaso) con un poco de agua destilada, echándola también en el matraz.

    d) Se agita el matraz, sujetándolo por el cuello e imprimiéndole un suave movimiento de rotación.

    e) Se añade agua hasta enrasar (: llenar hasta el enrase o marca que indica el aforo del matraz).

    f) Se guarda en un frasco etiquetado.

 

 

 

    Hay reactivos, como el ácido sulfúrico, el clorhídrico y el nítrico, que no se obtienen con una pureza del 100%, sino con purezas inferiores. En realidad, se trata de disoluciones acuosas muy concentradas.

    También podemos querer preparar una disolución pero partiendo no del reactivo comercial, sino de otra disolución más concentrada que tengamos en el laboratorio.

 

 

5. Observaciones

6. Ejemplo

    a) Como prepararías la siguiente disolución:

200 mL de disolución 0,1 M de KOH, partiendo de KOH comercial del 96%.

Cálculos:

M = n/V; n = M.V = 0,1 mol/L.0,200 L = 2.10-2 mol

2.10-2 mol.56 g/mol = 1,12 g

1,12 (g puros). 100 (g comercial) / 96 (g puros) = 1,167 

Hay que pesar 1,167 g de producto comercial y utilizar un matraz de 200 ml.

    1) Se desea preparar un litro de una disolución 1 M de hidróxido de sodio (NaOH) a partir del producto comercial en el que la etiqueta especifica una pureza del 98%. Determina los gramos de producto comercial que debes tomar.

    2) Se desea preparar un litro de disolución de ácido sulfúrico 1M a partir del producto comercial, que es del 98% en peso y 1,84 g/mL de densidad. Determina el volumen de ácido concentrado que debes tomar.

 

Referencias Bibliográficas.

Disponible en:

http://quimica.utn.edu.mx/contenido/temas/tema%209/tema9.htm

M. A. Gómez. “El rincón de la Ciencia” Nº 10, Febrero 2001.

http://www.mysvarela.nom.es/quimica

7. Ejercicios